Práctica 3: Determinación gravimétrica de níquel.

Pág. 1

Práctica 8: Separación de zinc y níquel por intercambio iónico y su determinación por complexometría.

Pág. 6

Práctica 6: Demanda química de oxígeno DQO.

Pág. 9

Práctica 4: Determinación de calcio y magnesio por complexometría.

Pág. 12

Práctica 7: Reactividad química y su aplicación en la separación e identificación de iones.

Pág. 16

Práctica 2: Determinación de hierro con permanganato.

Pág. 23

Práctica 1: Determinación de la acidez total de un vinagre.

Pág. 27

Práctica 5: Determinación del nitrógeno proteico en harina por el método Kjeldahl.

Pág. 31

PRÁCTICA 3:

Determinación gravimétrica de Ni (II)

•Fundamento teórico:

La determinación se basa en la precipitación cuantitativa de Ni (II) empleando dimetilglioxima (DMG) como reactivo precipitante. El contenido de Ni (II) se calcula a partir del peso del precipitado obtenido (determinación gravimétrica).

El reactivo forma con el Ni (II) un precipitado rosa fuerte en el intervalo de pH comprendido entre 4 y 10.

El mecanismo de formación del mismo tiene lugar al reemplazar el Ni(II) uno de los hidrógenos del grupo oxima del reactivo; mientras que, por otra parte, el par de electrones libres del nitrógeno del otro grupo oxima es cedido al Ni (II).

De esta forma se produce un complejo quelato. Los grupos hidroxilo libres del segundo grupo oxima deberían conferir al quelato un carácter hidrofílico, pero el tamaño del ión Ni(II) favorece la formación de un enlace por puente de hidrógeno entre el grupo hidroxilo libre y el oxígeno del otro grupo oxima; por ello este complejo no presenta características hidrofílicas.

•Procedimiento:

El primer día limpiamos la placa filtrante con agua destilada y unas gotas de nítrico concentrado y la dejamos secando en la estufa a 110º C.

El segundo día recogemos la placa, la colocamos en el desecador hasta que se enfría y la pesamos repetidas veces hasta obtener peso constante.

Pesamos en una balanza de precisión 5.000 gramos de cloruro de haxaminníquel (II) hemihidratado problema y lo disolvemos en unos mililitros de nítrico, trasvasamos la disolución a un matraz aforado de 250 ml y enrasamos con agua destilada.

A continuación pipeteamos 10.0 ml de esta disolución a un vaso de 500 ml y adicionamos agua hasta 250 ml, así como una gota del indicador rojo de metilo y otra de azul de metileno. De esta manera comprobamos que la disolución mantiene el pH ácido (color morado). Añadimos NH3 para basificar la disolución hasta pH 8-9 (color verde).

También adicionamos ácido tartárico. Acidulamos la disolución con HCl 2M hasta hacer cambiar la tonalidad a morado. El reactivo dimetilglioxima empieza a precipitar a pH mayor de 4; de esta manera consigo un precipitado más homogéneo.

Calentamos la disolución en un baño de agua entre 60-80º C y añadimos 30 ml de DMG. A continuación vamos adicionando lentamente NH3 2M hasta que aparezca un precipitado rosa fuerte y seguimos añadiendo NH3 hasta pH 8-9 (la DMG forma el precipitado con el níquel en el intervalo de pH comprendido entre 4 y 10).

Agitamos y dejamos la disolución en el baño de agua, añadiendo de vez en cuando NH3 para mantener el pH.

Filtramos con ayuda del kitasato, la placa filtrante y una bomba de succión la suspensión obtenida, lavamos con agua destilada el precipitado, recogiendo el agua de lavado hasta que ésta de negativo en los ensayos con AgNO3, es decir, hasta que no queden cloruros en el precipitado.

Llevamos la placa hasta una estufa a 110-120º C para secar el precipitado y a continuación la metemos en el desecador. Pesamos hasta conseguir un peso constante, que en nuestro caso es de 30.5488 g.

•Cálculos:

placas vacías con precipitado

A 32.0254g 32.2253g

B 31.0892g 31.2932g

C 30.3061g 30.5488g

-Determinar el % Ni(II) contenido en la muestra:

(b-a) f (V muestra/ V alícuota) x 100

%Ni =

M

a = peso en gramos de la placa

b = peso en gramos de la placa con el precipitado

f = Ni/(DMG) 2 Ni = 0.2032

M = peso de la muestra en gramos

placa A: 20.28% Ni (5.006g de muestra)

placa B: 20.73% Ni (5.000g de muestra)

placa C: 24.66% Ni (5.000g de muestra)

Arriba he empleado la fórmula, paso a paso sería asi:

%masa placa con precipitado-masa placa vacía = masa Ni (DMG) 2

placa A: 32.2253 - 32.0254 = 0.1999g

placa B: 31.2932 - 31.0892 = 0.2040g

placa C: 30.5488 - 30.3061 = 0.2427g

%moles Ni (DMG) 2 = n Ni (DMG) 2 / MM Ni (DMG) 2 = moles Ni 2+ (por estequiometría)

placa A: 6.92x 10 -4 moles

placa B: 7.06 x10 -4 moles

placa C: 8.41 x 10 -4 moles

%masa Ni 2+ = moles Ni 2+. matómica Ni 2+ (58.71 g/mol)

placa A: 0.0404g

placa B: 0.0414g

placa C: 0.0493g

estos datos se refieren a una alícuota de 10 ml así que en el volumen total de 250 ml hay:

placa A: 1.010g de Ni 2+ ! 20.2% [(1.010/5.006)x 100]

placa B: 1.035g de Ni 2+ ! 20.7% [(1.035/5.000)x 100]

placa C: 1.232g de Ni 2+ ! 24.6% [(1.232/5.000)x 100]

•Cuestiones:

¿Por qué es necesario añadir ácido tartárico?

El ácido tartárico se añade para evitar que precipiten hidróxidos de otros iones metálicos presentes, tales como el Fe (III), Al (III) o el Bi (III).

Al adicionar el reactivo DMG no se forma el precipitado, al añadir NH3 sí. ¿Cuál es el reactivo precipitante? Razonarlo.

El reactivo precipitante es la dimetilglioxima (DMG), que forma con el Ni2+ un precipitado rosa fuerte, según la ecuación:

Ni2+ + 2DMG ! Ni (DMG) 2 !

Pero esto sólo tiene lugar en el intervalo de pH de 4 a 10; antes de la adición de NH3 el medio era excesivamente ácido (HNO3 concentrado) de manera que la adición de NH3 sirve para basificar el medio y permitir la reacción anterior.

¿Sería posible adicionar NaOH en lugar de NH3? ¿Por qué?

El NaOH y el NH3 pueden actuar ambos como bases, contribuir a basificar el medio y permitir la formación del precitado Ni (DMG) 2 . La diferencia es que el hidróxido sódico, reaccionando con el níquel daría lugar al precipitado Ni(OH) 2 disminuyendo el rendimiento de la reacción principal lo que provocaría un error que no estamos teniendo en cuenta.

¿Por qué es necesario realizar la precipitación en caliente, adicionando el reactivo lentamente?

En caliente, los cristales que se forman del precipitado son mayores y esto permite una filtración más fácil pues los cristales no son arrastrados a través de los poros de la placa filtrante, de esta manera estamos minimizando el error en el porcentaje de níquel de la muestra.

Realizar el tratamiento estadístico de todos los alumnos de la mesa.

Tratamiento estadístico:

Vamos a realizar el tratamiento estadístico de los valores en gramos de níquel de la muestra:

%media:

x = " xi/n = (1.010 + 1.035 + 1.232)/3 = 1.092 g

%varianza:

s2 = "( xi -x)2/n-1 = 0.015 g

%desviación estándar:

s = ""( xi -x)2/n-1 = 0.121g

%coeficiente de variación:

CV = s/x = 0.11

%intervalo de confianza:

IC = x * ts/"n = 1.092 * (4.303x0.121)/ "3 = (1.092 * 0.301) = (1.1 * 0.3) g

t = 4.303 (95% confianza; 3 datos y 2 GL)

IC = (0.791, 1.393) (esto significa que de cada 100 repeticiones de la práctica, 95 valores se encontrarán en este intervalo)

Calcular el porcentaje de níquel teórico y compararlo con el obtenido experimentalmente.

Ni2+ + 2DMG ! Ni (DMG) 2 !

%Niteórico = (Mat Ni2+/MM complejo)x100=(58.71/231.71)x100 = 25.34%

rendimiento:

R = (%Nimuestra/ %Niteórico)x100

Placa A: (20.28/25.34)x100 = 80.03%

Placa B: (20.73/25.34)x100 = 81.81%

Placa C: (24.66/25.34)x100 = 97.32%

• Conclusiones:

Esta practica contenía muchos trasvases y a pesar de ello los rendimientos han sido altos, por lo que se puede considerar que se ha tenido cuidado para evitar pérdidas innecesarias.

PRÁCTICA 8:

Separación de níquel y cinc por intercambio iónico y su determinación por complexometría

•Fundamento teórico:

La separación de los iones Zn (II) y Ni(II) se puede llevar a cabo por intercambio iónico con una resina de cambio aniónico. La separación cromatográfica de los iones Zn 2+ y Ni 2+ está basada en que el ión

Zn2+ forma complejos con los iones Cl- y el Ni 2+, no.

El Zn 2+ queda retenido en la columna según el intercambio:

ZnCl3- (disol.) + R4N+Cl (resina) ! R4N+Cl3Zn- (resina) + Cl- (disol.)

El Ni 2+ pasa a través de la misma sin ser retenido.

El Ni 2+ revalora en la disolución con AEDT en presencia del indicador metalocrómico murexida.

Posteriormente se eluye el Zn (II) retenido en la columna con NH3 como eluyente, según la reacción:

R4N+ZnCl3- (resina) + 4NH3 + OH- ! R4N+OH- + Zn(NH3) 42+ +3Cl-

Una vez eluído, el Zn (II) se valora con AEDT en presencia del indicador metalocrómico NET

•Procedimiento:

Preparación de la columna

Ya tenemos la columna con la resina preparada así que sólo tenemos que lavarla con 50 ml de agua destilada y a continuación con otros 50 ml de HCl 2M al caudal máximo.

Separación de Zn (II) y Ni (II).

Pipieteamos 5.0 ml de la muestra problema en una probeta y añadimos 4-5 ml de HCl 4M. Pasamos esta disolución a través de la columna a un caudal de 20 gotas/minuto y recogemos el eluato en una cápsula de porcelana. Enjuagamos la probeta con 2 porciones de 5 ml de HCl 2M, pasándolo por la columna al mismo caudal y recogiéndolo también. Agregamos ahora 50 ml del mismo clorhídrico en porciones de 10 ml, al mismo caudal y también guardándolas. Esta disolución, que contiene el Ni (II) que ha pasado por la columna sin ser retenido por la resina, se calienta hasta casi sequedad.

Mientras tanto, para eluir el Zn (II) se pasan 10 ml de agua al mismo caudal que antes y se recoge en un erlenmeyer. Pasamos ahora 25 ml de NH3 1M y lo recogemos en el mismo recipiente. El Zn (II) se encuentra ahora en la disolución en forma de Zn(NH3) 4 2+.

3. Valoración complexométrica del Zn (II)

Al erlenmeyer que contiene el Zn (II) eluído le añadimos una punta de espátula del indicador NET y 10 ml de la disolución reguladora NH4Cl/NH3. Valoramos con AEDT 0.01 M hasta observar el viraje de rojo a azul. Vemos que hemos gastado 24.2 ml de AEDT.

Valoración complexométrica del Ni (II)

El residuo de NiCl2 que tenemos en la cápsula se disuelve en 25 ml de agua y se pasa a un erlenmeyer, enjuagamos la cápsula y lo añadimos. Se añaden 10 ml de la misma disolución reguladora anterior y se diluye hasta aproximadamente 100 ml. Se añade una punta de espátula de murexida y valoramos con AEDT hasta viraje de amarillo a violeta. Hemos gastado 11.7 ml de AEDT.

•Cuestiones:

¿Por qué es necesario tratar la columna de intercambio iónico con HCl?

Es necesario para separar el Zn 2+ de la muestra. En la resina existen cloruros que forman con los cationes Zn 2+ un complejo clorado, hecho que no sucede con los cationes Ni 2+, de manera que el HCl hace que la resina retenga los iones Zn 2+ y que pasen los Ni 2+; en forma de ecuación quedaría de esta forma:

Ni 2+ + Zn 2+ +3HCl ! Ni 2+ + ZnCl3- +3H+ (disolución)

Al pasar por la columna:

R4N+Cl-(resin.) + ZnCl3-(disol.)!R4N+Cl3Zn-(resin.) + Cl-(disol)

Y el Ni 2+ pasa a través de la columna.

A partir de datos bibliográficos, proponer las condiciones óptimas de las valoraciones.

Las reacción debe ser sencilla y rápida, con una constante mayor de 10 +7.0 para que sea cuantitativa. El material empleado ha de ser de precisión (buretas, probetas, balanza analítica…), el indicador metalocrómico elegido ha de tener un punto de viraje próximo al punto final de la valoración; el pH del medio ha de ser mayor de 3 porque si no el pequeño valor de la constante condicional de formación del complejo impide un resultado satisfactorio; es más, el pH ha de ser básico para que al AEDT le resulte más fácil formar complejos (para esto añadimos la disolución reguladora NH4Cl/NH3), por último es recomendable realizar varias valoraciones para minimizar errores de cálculo en el tratamiento estadístico.

Calcular los contenidos de Zn (II) y Ni (II) en la muestra problema.

• Contenido de Zn 2+ en la muestra:

El volumen de AEDT consumido en la valoración es de 24.2 ml.

Por la reacción estequiométrica sabemos que:

mmol Y 4- = mmol Zn 2+ = M ( Y 4-) x V (Y 4-)

mmol Zn 2+ = 0.01 x 24.2 = 0.242 mmol

m Zn 2+ = mmol Zn 2+ x Mat Zn 2+ = 0.242 x 65.37 = 15.82 g

• Contenido de Ni 2+ de la muestra:

El volumen de AEDT consumido, considerando el volumen al que viró el indicador es de 11.7 ml.

De igual manera que antes:

mmol Y 4- = mmol Ni 2+ = M ( Y 4-) x V (Y 4-)

mmol Ni 2+ = 0.01 x 11.7 = 0.117 mmol

m Ni 2+ = mmol Ni 2+ x Mat Ni 2+ = 0.117 x 58.71 = 6.87 g

PRÁCTICA 6:

Demanda química de oxígeno (DQO)

•Fundamento teórico:

El análisis de la DQO se utiliza para medir la concentración de los residuos que son demasiado tóxicos para el análisis de la demanda biológica de oxígeno (DBO). La DQO es, normalmente, más alta que la DBO, pero la cantidad variará de unas aguas a otras. La DQO informa sobre el consumo de oxígeno de un agua para la oxidación de casi todas las sustancias orgánicas solubles en agua, exceptuando una serie de compuestos nitrogenados y de hidrocarburos apenas solubles en agua. El método se basa en la reacción de la muestra mediante reflujo con un oxidante enérgico, como el dicromato potásico en medio sulfúrico con Ag+ como catalizador, y la valoración por retroceso del exceso de oxidante con sulfato amónico ferroso. La DQO se define como la cantidad de O2 químicamente equivalente a la de dicromato consumida en este proceso. El proceso se puede representar según la siguiente reacción general:

Cr2O72- + mat. organica + H+ ! 2Cr 3+ + CO2 + H2O

•Procedimiento:

A mi compañero y a mí nos correspondió en esta práctica preparar el blanco (con agua destilada en lugar del agua problema) así que empezamos pipeteando 10.0 ml de agua que echamos en el matraz de cuello esmerilado. Añadimos 2.0 ml de ácido sulfúrico concentrado esforzándonos por conseguir una mezcla homogénea.

Vertemos en el matraz 10.0 ml de la disolución de dicromato potásico ya preparada y 30.0 ml de reactivo ácido sulfúrico-sulfato de plata, agitando mientras.

Añadimos unos trozos de plato poroso para reducir la ebullición tumultuosa y conectamos al condensador. Recirculamos el blanco durante dos horas.

Mientas, preparamos la disolución de sulfato amónico ferroso. Para ello, pesamos 49 gramos de sulfato, lo disolvemos en agua destilada y añadimos 20 ml de ácido sulfúrico concentrado, enfriamos y diluimos hasta 1 litro. Entre todos, normalizamos la solución, que es inestable y hay que normalizar todos los días.

Para normalizarla, trasvasamos con la pipeta 10.0 ml de disolución de dicromato potásico a un erlenmeyer y añadimos 100 ml de agua, 30 ml de sulfúrico concentrado, enfriamos y adicionamos 2 ó 3 gotas de ferroína. Valoramos esta erlenmeyer con solución de sulfato amónico ferroso. Observamos dos cambios de color, de naranja a verdoso y a rojo, sólo nos interesa el último. La reacción de valoración empleada es:

Cr2O7 2- + 6 Fe 2+ + 14 H+ ! 2 Cr 3+ + 6 Fe 3+ + 7H2O

Una vez que la mezcla ha recirculado durante dos horas, la dejamos enfriar. Añadimos agua hasta 140 ml y unas gotas de ferroína.

Valoramos nuestro blanco con la solución de sulfato amónico ferroso consumiendo en el proceso 15.6 ml de la misma.

•Tratamiento de datos y expresión de resultados:

• Valoración de la disolución de sulfato amónico ferroso (SAF).

Normalización del SAF:

(VxM)SAF = 6(VxM) K2Cr2O7

donde:

V K2Cr2O7 = 10.0 ml

M K2Cr2O7 = 0.04M

V SAF 1 = 20.0 ml ! M SAF 1 = 0.1200M

V SAF 2 =20.7 ml ! M SAF 2 = 0.1159M

M SAF =(0.1200 + 0.1159)/2 = 0.118M

• Determinación de las dos muestras y del blanco.

Empleamos la fórmula del guión:

(Vb-Vm) = (4Vp mg/L DQO)/ (Mm. O2 · 1000)

donde:

Vb = volumen consumido por la muestra en blanco = 15.9 ml

Vm = volumen consumido por la muestra: Vm1 = 11.9 ml; Vm2 = 11.5 ml

Vp = volumen de la muestra = 10.0 ml (10 -2 L)

DQO1 = 349.28 mg/L

DQO2 = 387.04 mg/L

Ahora hacemos el tratamiento estadístico:

x =" xi/n = (349.28+387.04)/2 = 368.16 mg/L

s = ""( xi -x)2/n-1 = 26.70 mg/L

IC = x * ts/"n = 368.16 * (12.7· 26.7)/"2 = (368.16 * 239.77) = (368.2 * 239.8) mg/L

(t de Student para dos valores, 1 GL ! 12.7)

conclusión: el intervalo de confianza es muy amplio, lo que debería llevarnos a pensar que los valores no son demasiado buenos o que hay algún error en otro paso o en la fórmula aunque también puede deberse a que sólo tenemos dos datos y esto es insuficiente para realizar un tratamiento estadístico adecuado.

PRÁCTICA 4:

Determinación de calcio y magnesio por complexometría

•Fundamento teórico.

La determinación volumétrica de Ca2+ y Mg2+por complexometría con AEDT se basa en las reacciones:

Ca 2+ + Y 4- ! CaY 2- K=10 12.5

Mg 2+ +Y4- ! MgY2- K=10 10.3

La determinación del punto final con indicadores metalocrómicos utiliza la murexida y el negro de eriocromo T (NET), según las reacciones:

Ca2+ + murexida ! Ca-murexida K=10 5.0

Ca2+ + NET ! Ca-NET K=10 5.4

Mg2+ +NET ! Mg-NET K=10 7.0

Los complejos CaY2- y MgY2- son incoloros, y los complejos metal-indicador citados son los dos rojos en las condiciones de la valoración.

Los indicadores son más sensibles a valores de pH altos, además el NET no se puede utilizar a pHs muy altos para valorar Mg2+ pues precipita hidróxido de magnesio.

Se pretende valorar el conjunto de Mg2+ y Ca2+ por una parte, y el Ca2+ por otra, para conocer por diferencia el Mg2+.

•Procedimiento:

Determinación de Ca2+

Tomamos una alícuota de 10.0 ml de la disolución problema y en un erlenmeyer añadimos agua hasta 100 ml aproximadamente, una lenteja de hidróxido sódico y una punta de espátula de murexida. Valoramos con AEDT hasta viraje de rojo a azul-violeta consumiendo en el primer caso 16.9 ml, y en la repetición 16.9 ml de nuevo.

Determinación de Ca2+ y Mg2+

Se toma una alícuota de 10.0 ml de la solución problema y añadimos agua en el erlenmeyer como antes hasta 100 ml, 2 ml de disolución reguladora de pH 10 (preparada con 3.4 g de cloruro amónico cristalizado, 30 ml de amoníaco concentrado y diluida hasta 50 ml) y una punta de espátula de NET. Valoramos con AEDT hasta viraje del rojo al azul. Gastamos en la primera valoración 27.6 ml y en la segunda 27.1 ml. El Mg2+ se calcula por diferencia.

•Tratamiento de datos y expresión de resultados:

• Recopilados los datos de la mesa se llevará a cabo el cálculo del

resultado final. Para ello se tendrá en cuenta:

• posible rechazo de resultados

• precisión de la medida resultante

• cifras significativas del resultado final

la expresión final debe contener.

• contenido en Ca en mg/L

• contenido de Mg en mg/L

los resultados se expresarán con el intervalo correspondiente a un intervalo de confianza del 95%

• determinación de Ca 2+ (dureza total del agua):

Volumen de AEDT consumido en la valoración:

V1 = 19.0 ml

V2 = 18.9 ml

V3 = 16.5 ml

V4 = 16.6 ml

V5 = 16.9 ml

V6 = 16.9 ml

*para conocer si es necesario rechazar algún dato aplicamos el criterio de la Q crítica para los valores sospechosos, que son 19 y 18.9 ml.

Q exp. = (18.9 - 16.9)/(18.9-16.5) = 0.83 > Q cri (para 5 valores) = 0.64

Rechazamos este valor y si rechazamos este valor con más razón el de 19 ml que es mayor.

En el punto de equivalencia se cumple:

mmol Ca 2+ = mmol Y 4- = (MxV) Y 4-

M (Y 4-) = 0.01M

mmol Ca 2+:

para V3 ! 0.165 mmol Ca 2+

para V4! 0.166 mmol Ca 2+

para V5! 0.169 mmol Ca 2+

para V6 ! 0.169 mmol Ca 2+

hacemos el tratamiento estadístico:

x =" xi/n = 0.16725 mmol

s = ""( xi -x)2/n-1 = 0.00206 mmol

IC = x * ts/"n = 0.16725 * (2.132 · 0.00206)/ "4 = (0.16725 * 0.00219) = (0.167 * 0.002) mmol de Ca 2+

( t de Student para 4 valores; 3 GL; 95% confianza ! 2.132: está buscada en una tabla de Internet por lo que no estoy segura de que este valor para la t sea válido pero no disponía de otro)

El número de cifras significativas viene dado por la segunda parte de esta expresión (ts/"n).

IC = (0.165, 0.169) lo que significa que para 100 experimentos, 95 resultados corresponderán a esta intervalo.

• Determinación de Ca 2+ y Mg 2+ (dureza parcial del agua):

Volumen consumido de AEDT en la valoración.

V1 = 25.8 ml

V2 = 25.8 ml

V3 = 26.4 ml

V4 = 27.1 ml

V5 = 27.6 ml

V6 = 29.5 ml

*para conocer si debemos rechazar algún dato aplicamos el criterio como antes para el valor de 29.5 ml:

Q exp. =(29.5-27.6)/(29.5-25.8) = 0.51 < Q cri. = 0.56 no rechazamos.

debido a la reacción:

mmol Ca 2+ + mmol Mg 2+ = mmol Y 4- =(VxM) Y 4-

mmol de Y (4-) para:

V1 ! 0.258 mmol

V2 ! 0.258 mmol

V3 ! 0.264 mmol

V4 ! 0.271 mmol

V5 ! 0.276 mmol

V6 ! 0.295 mmol

hacemos el tratamiento estadístico:

x = " xi/n = 0.270 mmol

s = ""( xi -x)2/n-1 = 0.014 mmol

IC = x * ts/"n = 0.270 * (2.571 · 0.014)/ "6 = 0.270 * 0.0147 = (0.27 * 0.01)mmol de Ca 2+ y Mg 2+

IC = (0.26, 0.28)

Ahora puedo calcular los mmol de Mg 2+ con la expresión:

mmol Mg 2+ = mmol Y 4- - mmol Ca 2+

mmol Mg 2+ = 0.270 - 0.167 = 0.103 mmol de Mg 2+

Por último calculo el contenido en Ca y Mg (en mg/L) en la muestra :

Mm Ca = 40.08 mg/mmol

Mm Mg = 24.31 mg/mmol

conociendo los mmol puedo conocer la masa pero en un volumen de 10.0 ml que es lo que tenían las muestras:

m (Ca 2+) =mmol Ca 2+ · Mm ( Ca 2+) = 0.167 · 40.08 = 6.69 mg en 10ml

m (Mg 2+)=mmol Mg 2 ·Mm ( Mg 2+) = 0.103 · 24.31 = 2.50 mg en 10ml

• m (Ca 2+) = 669 mg/L

• m (Mg 2+)= 250 mg/L

• ¿Cabría la posibilidad de reacción entren el hidróxido de magnesio y la complexota consumiendo valorante, y por tanto dando lugar a un error? Demuéstrelo convenientemente.

En la muestra que estamos utilizando trabajamos con un pH mayor que 10 para que precipite el Mg 2+ a Mg(OH)2 (pKs = 10.4) y así conseguimos valorar el Ca 2+ por separado y no cometemos errores.

Si el Mg(OH)2 reaccionara con el Y4- daría lugar a un error porque consumiría un volumen de AEDT que no estamos restando al volumen de Y4- consumido que utilizamos en los cálculos. Para asegurar que pH= 12 añadimos a la disolución una lenteja de NaOH que basifica el medio.

El precipitado Mg(OH)2 ! se forma a concentraciones muy bajas. No consumiría complexota (AEDT) porque es muy poco soluble y no reaccionan.

PRÁCTICA 7:

Reactividad química y su aplicación a la separación e identificación de especies.

•Fundamento teórico:

Los iones, dependiendo de su reactividad frente a ciertos reactivos generales, se pueden clasificar en diferentes grupos empleando reacciones químicas características: aquellas en las que se hayan implicados equilibrios de precipitación, formación de complejos y ácido-base.

Del mismo modo que se forma un precipitado cuando el producto iónico es mayor que el producto de solubilidad, un precipitado se disolverá cuando las concentraciones de sus iones se reducen y el producto iónico se hace menor que el de solubilidad. Si, por cualquier procedimiento que disminuya la concentración de los iones en disolución, se altera el equilibrio con el sólido no disuelto, parte del sólido pasará a la disolución para restablecer el equilibrio suministrando más iones. El proceso continua hasta que el producto iónico se hace igual a KPS. Si la concentración de los iones se disminuye lo suficiente, el sólido puede disolverse completamente.

•Procedimiento:

%Primera parte: acción de los reactivos generales sobre los cationes Ag +, Pb 2+, Cu 2+, Ba 2+, Fe 3+

• Ensayo 1: adicionar a las disoluciones que contienen los cationes 5 gotas de H2SO4 2M.

• Ensayo 2: adicionar 5 gotas de HCl 2M a los tubos de ensayo con las disoluciones. En los casos en los que se forma un precipitado habrá que centrifugar y lavar el precipitado.

• Ensayo 2 a: a cada uno de los precipitados obtenidos en el paso anterior añadir 1,5 ml de agua destilada, calentar en baño de agua durante 10 minutos para observar la posible redisolución.

• Ensayo 2 b: en los casos en los que el precipitado se redisuelva añadir 1 gota de K2Cr2O4 1M.

• Ensayo 3: de nuevo sobre todo los cationes añadiremos 2 gotas de NaOH 2M. Si se forma un precipitado, se centrifuga y se reparte en dos tubos de ensayo para distintos ensayos posteriores (ensayos 3 a y 3 b)

• Ensayo 3 a: a los tubos con precipitado obtenidos en la etapa anterior se les añaden 2 ml de NH3 2M.

• Ensayo 3 b: a la otra mitad de los tubos con precipitado se les adicionan 4 gotas de HNO3 2M, se agita y se añaden 2 gotas de NH4SCN 1M.

• Ensayo 4: en tubos de ensayo con 1 ml de cada una de las disoluciones de los cationes iniciales se añade 1 gota de KI 1M. El tubo de plomo se calienta hasta redisolución total del precipitado formado y se enfría rápidamente bajo el grifo de agua fría, de esta manera aparece el fenómeno llamado “lluvia de oro”, pequeñas escamas de yoduro de plomo en suspensión.

Los resultados de estos ensayos aparecen recogidos en la tabla de la página siguiente:

TABLA I:

Reactivo/ensayo	Ag +	Pb 2+	Cu 2+	Ba 2+	Fe 3+
1. H2SO4 1M	N.R	!blanco	N.R.	!blanco	Cambio del grado de acidez
2. HCl	!blanco (al centrifugar, morado)	!blanco	N.R.	N.R.	Amarillo intenso
2a: calentar precipitados	No se redisuelve	Se redisuelve	____	______	______
2b: adicionar K2Cr2O4	______	!amarillo yema	____	______	______
3. NaOH 2M	! marrón oscuro	!blanco	!azul como hilos	N.R.	!naranja oscuro
3ª: NH3 15M	Se disuelve	No se disuelve	Se disuelve	______	No se disuelve
3b: HNO3+NH4SCN	!blanco (cambio de color)	!blanco en suspensión durante más tiempo	!verde oscuro y disolución verde	______	El pret. se disuelve y la disolución se vuelve rojo sangre
4. KI 1M	!blanco amarillento	!amarillo anaranjado y disolución del mismo tono	!marrón claro	N.R.	Cambio del estado de oxidación: rojo-naranja

N.R.: no reacciona !: precipitado

%Segunda parte: esquema de separación de los cationes.

Ahora se parte de una disolución problema que contiene todos o algunos de los cationes estudiados anteriormente y utilizando el diagrama de separación e identificación de iones que acompaña al guión de prácticas se debe aclarar cuáles contiene de manera cualitativa.

En mi caso la muestra problema, etiquetada como 36, contenía los iones

Ag +, Pb 2+, Ba 2+ y Fe 3+ .

El procedimiento que seguí para solucionarlo fue el siguiente:

• Primero adicioné HCl 2M y observe que precipitaba, separé la solución del precipitado y lavé este último con unas gotas de HCl y agua destilada. Al calentar el precipitado vi que persistía por lo que debía ser AgCl! , precipitado que separé decantando; añadí a la solución H2SO4 2M y observé que precipitaba, este precipitado blanco era PbSO4!.

• A la disolución obtenida en la primera decantación (que contiene los iones Ba2+ y Fe3+ ) le añado H2SO4 2M y observo un precipitado blanco que corresponde al BaSO4 ! .

• Como he vuelto a decantar tengo de nuevo una disolución, a ésta, siguiendo el esquema de separación, le añado NaOH 2M hasta pH básico y observo que sólo precipita el Fe (no contiene cobre, como ya suponía al ver que la disolución problema no tenía tonalidad azul) en forma de Fe(OH) 3 !.

El proceso acaba aquí, he obtenido los precipitados correspondientes a los cationes Ag +, Pb 2+, Ba 2+ y Fe 3+ .

•Cuestiones:

• ¿Qué sucedería si se iniciase la precipitación con NaOH? Indique cuál sería en ese caso el esquema de separación de los cinco cationes estudiados.

Esta caso (empezar la precipitación con sosa) se recoge en el siguiente esquema de separación, realizado a imagen del que aparece en el guión:

Ag +, Pb 2+, Ba 2+, Fe 3+ y Cu 2+

adicionar NaOH 2M

precipitado solución

Ag(OH), Pb(OH)2, Cu(OH)2, Fe(OH)3 Ba 2+

adicionar HCl 2M adicionar H2SO4 2M

AgCl! (blanco) solución BaSO4 ! (blanco)

Pb 2+ ,Cu 2+,Fe 3+

adicionar H2SO4 2M

PbSO4 (blanco) solución: Cu 2+, Fe 3+

adicionar NaOH 2M

Cu(OH)2(azul) desechar

Fe(OH)3(pardo) solución

adicionar NH3 15M

Fe(OH)3 ! (pardo) solución: Cu(NH3)42+ (azul)

Lavar y adicionar

HCl 2M

Fe 3+ adicionar NH4SCN 1M Fe(SCN)2+ (solución roja)

• Formule las reacciones que tienen lugar en los diferentes ensayos, indicando el precipitado que se forma en cada caso si lo hubiera.

• Ensayo 1:

Pb 2++ H2SO4 ! PbSO4! (blanco) + 2H+

Ba 2++ H2SO4 ! BaSO4! (blanco) + 2H+

Cu 2++ H2SO4 ! Cu 2+ + SO4 2- + 2H+

Fe 3+ + H2SO4 ! Fe 3+ + SO4 2- + 2H+

Ag + + H2SO4 ! Ag + + SO4 2- + 2H+

• Ensayo 2:

Pb 2++ HCl ! PbCl2! (blanco) + H+

Ag + + HCl ! AgCl! (blanco) + H+

Ba 2++ HCl ! Ba 2++ Cl- +H+

Cu 2++ HCl ! Cu 2++ Cl- +H+

Fe 3+ + HCl ! Fe 3+ + Cl- +H+

El precipitado de AgCl no se redisuelve al calentar (ensayo 2a) el PbCl2 sí así que le añadimos K2CrO4 (ensayo 2b):

Pb 2++ K2CrO4 ! PbCrO4! (amarillo) + 2K+

• Ensayo 3:

Pb 2++ 2NaOH ! Pb(OH)2! (blanco) + 2Na+

Ba 2++ 2NaOH ! Ba(OH)2+ 2Na+

Cu 2++ 2NaOH ! Cu(OH)2! (azul) + 2Na+

Fe3++ 3NaOH ! Fe(OH)3! (naranja) + 3Na+

Ag+ + NaOH ! Ag2O!+ Na+

• Ensayo 3a:

AgOH +NH3 ! Ag(NH3)2+ (incoloro) +OH- (se disuelve)

Pb(OH)2 + NH3 ! Pb(OH)2! + NH3

Cu(OH)2 + NH3 ! Cu(NH3)4 2+ (azul) + 2OH- (se disuelve)

Fe(OH)3 + NH3 ! Fe(OH)3! + NH3

• Ensayo 3b:

AgOH + HNO3 ! AgNO3 + H2O

Pb(OH)2 + 2HNO3 ! Pb(NO3) 2 + 2H2O

Se disuelven

Cu(OH)2 + 2HNO3 ! Cu(NO3) 2 + 2H2O

Fe (OH)3 + 3HNO3 ! Fe(NO3) 3 + 3H2O

AgNO3 + NH4SCN ! AgNO3! + NH4+ + SCN-

Pb(NO3)2 + NH4SCN ! Pb(NO3)2! + NH4+ +SCN-

precipitan

Cu(NO3)2 + NH4SCN ! Cu(NO3)2! + NH4+ +SCN-

Fe(NO3)3 + NH4SCN ! Fe(NO3)3! + NH4+ +SCN-

• Ensayo 4:

Ag + +KI ! AgI! (amarillo claro)+ K+

Pb 2+ + KI !PbI2! (amarillo) + 2K+

Cu 2+ + KI ! CuI2! (marrón claro) + I2 + 4K+

Fe3+ + KI ! Fe3+ + K+ + I-

Ba2+ + KI ! Ba2+ + K+ +I-

PRÁCTICA 2:

Determinación de hierro con permanganato

•Fundamento teórico:

El permanganato es un importante agente oxidante en medio ácido, su reacción de reducción puede representarse mediante la ecuación:

MnO 4- + 8H+ +5e- ! Mn 2+ + 5H2O

Como el permanganato no presenta las condiciones de sustancia patrón tipo primario, se comenzará por preparar una disolución de concentración aproximada y luego se determinará mediante una valoración con oxalato sódico patrón.

•Procedimiento:

En primer lugar preparamos la disolución 0.01M aproximadamente pesando unos 1.6 gramos de KMnO4, disolviendo en agua y diluyendo hasta 1 litro. Ahora vamos a normalizarla para averiguar su molaridad exacta. Para valorarla emplearemos una disolución 0.06M de oxalato sódico ya preparada, valoraremos 10.0 ml de esta disolución con la de permanganato. Como cada pareja del grupo preparó un erlenmeyer contamos con tres valores para hacer el tratamiento estadístico.

La fórmula que vamos a emplear es la siguiente:

(VxM) MnO4- = 2/5(Vxm) C2O4-

volúmenes de permanganato gastados:

V1 = 24.3 ml ! MMnO4-= 0.0098M

V2 = 24.1 ml ! MMnO4- = 0.00996M

V3 = 22.5 ml ! MMnO4-= 0.0107M

hacemos el tratamiento estadístico:

x = =" xi/n = 0.0102M

s = ""( xi -x)2/n-1 = 4.8x10-4

IC = x * ts/"n = 0.0102 *(2.353·4.8x10-4/"3) = (0.0102 * 0.0006)

Determinación de hierro en una muestra:

•Fundamento:

El objeto de esta práctica es la determinación de hierro en una muestra expresado en % de Fe y en % de Fe2O3. El fundamento de la determinación consiste en valorar el hierro disuelto en el estado de oxidación Fe (II) con el reactivo KMnO4 en medio ácido. Esta valoración es posible debido a que el potencial del sistema MnO4-/Mn2+ (" 1.5V) es mayor que la del sistema Fe 3+/Fe 2+ (" 0.77V) en medio ácido.

•Procedimiento:

Comenzamos transfiriendo 8.0041 g de sal de Mohr finamente molida a un vaso de precipitados y la disolvemos con HCl 1:1 en baño de agua para que el complejo formado sea estable y se destruyan los posibles óxidos formados. Y enrasamos a 500 ml con agua destilada.

Tomamos una alícuota de 10.0 ml de la disolución anterior y añadimos unas gotas de HCl y calentamos hasta 80º C. Añadimos entonces cloruro estannoso, gota a gota y agitando, para que desaparezca el color amarillo (para reducir el Fe 3+ a Fe 2+ según la reacción:

Fe 3+ + Sn 2+ ! Fe 2+ +Sn 4+ + Sn 2+)exc)

A continuación se enfría la disolución y se agregan rápidamente y de una sola vez 10.0 ml de la disolución de HgCl2, para eliminar el exceso de Sn 2+ con la reacción:

Sn2+)exc + 2HgCl2 ! Hg2Cl2 !(s) + Sn4+ + 2Cl-

El Hg2Cl2 es un precipitado blanco, sedoso y brillante.

Transcurrido un tiempo se agregan 25 ml de disolución Zimmermann para impedir que el cloruro pueda ser oxidado por el permanganato potásico.

La disolución Zimmermann está formada por:

H3PO4 : que forma complejos estables y deja incolora la disolución.

MnSO4: actúa como catalizador del paso de MnO4- a Mn2+ que cinéticamente no es favorable aunque termodinámicamente sí.

H2SO4: proporciona el pH ácido gracias a los H+ que serán necesarios para modificar los potenciales redox con la ecuación de Nernst:

E = E0 + 0.059/3 + log (|MnO4- || H+ |8 )/ | Mn2+ |

de tal forma que pueda tener lugar la oxidación de Fe2+ pero no la de Cl-.

Manteniendo la agitación se agrega lentamente la disolución patrón de KMnO4. El punto final viene dado por una coloración rosa persistente. Se anota entonces el valor de KMnO4 gastado.

•Cuestiones:

• Cada pareja valorará dos alícuotas.

De acuerdo con las estequiometrías se cumplirá.

mmol Fe2+ = 5 mmol MnO4-

VxM ( Fe3+) = 5 VxM (MnO4-)

Donde M (MnO4-) = 0.0102M

Mis dos alícuotas gastaron: 8.5 y 8.2 ml lo que corresponde a:

alícuota 1 : 0.4335 mmol de Fe 2+

alícuota 2: 0.4182 mmol de Fe 2+

que corresponden a una alícuota de 10.0 ml así que calculo primero la media para saber la cantidad total:

x = 0.426 mmol

y ahora la multiplico por 50 para saber la cantidad de Fe 2+ en la muestra:

0.426 · 50 = 21.3 mmol de Fe2+

• Expresar los resultados en % de Fe total y en % de Fe2O3

m ( Fe 2+) = mmol de Fe 2+ · Mm Fe 2+ = 21.3 · 55.8 = 1188.54 mg

% Fe = (1188.54/ 8000.41) x 100 =14.86% de Fe

m (Fe2O3) = mmol de Fe2O3 · Mm Fe2O3/ 2 mmol Fe = (21.3 · 159.6)/2 = 1699.74 mg

% Fe2O3 = (1699.74/8000.41)x100 = 21.24 % de Fe2O3

• Realizar un estudio estadístico sobre los resultados de cada mesa.

Datos de la mesa:

V KMnO4 (ml)	mmol Fe 2+ en 10 ml	% Fe	% Fe2O3
8,4	0,428	14,51	20,75
8,0	0,408	13,82	19,76
8,5	0,434	14,69	21,00
8,3	0,423	14,34	20,51
8,2	0,418	14,17	20,26
8,3	0,423	14,34	20,51

Es evidente que no hay que rechazar ningún dato, pues todos los valores son próximos.

Ahora hacemos el tratamiento estadístico de cada una de las variables:

V KMnO4:

x = " xi/n = 8.28 ml

s = ""( xi -x)2/n-1 = 0.172 ml

IC = x * ts/"n = 8.28 *(2.57 · 0.172/"6) = (8.28 *0.180) =

(8.3 *0.2) ml

mmol de Fe 2+ en 10.0 ml:

x = " xi/n = 0.422 mmol

s = ""( xi -x)2/n-1 = 0.0089

IC = x * ts/"n =0.422*(2.571·0.0089/"6) = (0.422 * 0.009) mmol

% Fe:

x = " xi/n = 14.31 %

s = ""( xi -x)2/n-1 = 0.298 %

IC = x * ts/"n = 14.31 *(2.571·0.298/"6) = (14.31 * 0.31) =

(14.3 * 0.3) % de Fe

% Fe2O3 :

x = " xi/n = 20.465 %

s = ""( xi -x)2/n-1 = 0.427

IC = x * ts/"n = 20.465 *(2.571·0.427/"6) = (20.465 * 0.448) = (20.5 * 0.4) % de Fe2O3

(t de Student para 6 valores; 5 GL; 95% de confianza ! 2.571)

PRÁCTICA 1:

Determinación de la acidez total de un vinagre

•Procedimiento:

Primero vamos a preparar 500 ml de disolución 0.1M aproximadamente de NaOH para utilizar por todo el grupo. Para ello pesamos alrededor de 2 gramos de NaOH, los disolvemos en agua destilada y lo enrasamos en un matraz de 500 ml. Como queremos saber la molaridad exacta, pipeteamos 10.0 ml de disolución de oxálico 0.05M, lo diluimos con agua en un erlenmeyer de 250 ml y añadimos fenolftaleína como indicador, valoramos este erlenmeyer con NaOH hasta rosa permanente.

Recogemos los datos de toda la mesa y éstos son: 9.5 ml, 9.9 ml, 9.5 ml, 9.6 ml, 9.1 ml, 9.4 ml. A cada uno de los cuales le corresponde una molaridad calculada según la fórmula:

mmol H2C2O4 = ½ mmol NaOH

VxM (H2C2O4) = ½ (VxM NaOH)

Y estos valores son: 0.1053M, 0.1010M, 0.1053M, 0.1041M, 0.1099M, 0.1064M. Aquí es donde efectuamos el tratamiento estadístico.

x = " xi/n = 0.10533 M

s = ""( xi -x)2/n-1 =0.002908M

x * ts/ "n = 0.10533 * (2.571 · 0.002908)/"6 = 0.10533 * 0.00305 = (0.105 * 0.003)M

(n = 6; GL = 5; 95% de confianza ! t = 2.571)

Ahora pipeteamos 1.0 ml de vinagre en un vaso de 250 ml y diluimos , añadimos 6 gotas de fenolftaleína y valoramos con la disolución de NaOH 0.105M anotando los valores que marca el pH-metro, que son:

pH	V (ml)	"pH/"V	"2pH/"V2
3,25	0	0,38	-0,11
3,63	1	0,27	0
3,9	2	0,27	-0,09
4,17	3	0,18	-0,01
4,35	4	0,17	0,01
4,52	5	0,18	0,03
4,7	6	0,21	0,01
4,91	7	0,22	0,14
5,13	8	0,36	0,48
5,49	9	0,84	2,21
6,33	10	3,05	36
6,94	10,2	10,25	-30,75
8,99	10,4	4,1	-9,5
9,81	10,6	2,2	-5,5
10,25	10,8	1,1	-2,35
10,47	11	0,63	-0,38
11,1	12	0,25	-0,13
11,35	13	0,12	-0,01
11,47	14	0,11	-0,02
11,58	15	0,09	0
11,67	16	0,09	-0,04
11,76	17	0,05	------
11,81	18	------	------

En rojo aparece el punto final visual de la valoración.

•Cálculos:

• Representar en un papel milimetrado la gráfica pH (ordenadas) frente a volumen (abcisas).

En hojas aparte

• Obtener las curvas primera ("pH/ "V) y segunda derivada ("2pH/"V2).

En hojas aparte

• Determinar así el máximo en la primera derivada y el punto de corte con el eje X en la segunda, que correspondería al volumen del punto final.

El máximo de la primera derivada corresponde al punto (10.3, 10.25)

El punto de corte con el eje x lo calculamos imaginado una recta que vaya del máximo (10.1, 36) al mínimo (10.3, -30.75) en la segunda derivada así:

36 = 10.1a + b

-(-30.75 = 10.3a + b)

66.75 = -0.2a ! a = -333.75 ; b = 3406.875

y = -333.75a + 3406.875

para y = 0 tenemos el punto de corte ! x = 10.21

• Comparar el volumen con el punto final obtenido gráficamente con el volumen que corresponde al indicador.

Gráficamente obtenemos el valor (10.2-10.3) ml y con el indicador este valor es 10.4 ml, es lógico que el valor correspondiente al indicador sea mayor, pues en ese caso se debe al ojo humano que necesita un intervalo más o menos amplio para apreciar el cambio de tonalidad en la disolución, mientras que con las gráficas la solución es más inmediata.

• Para calcular el contenido equivalente en ácido se tiene:

VNaOH x MNaOH = mg Hac/ Pm

VNaOH = volumen gastado en la valoración

MNaOH = 0.105M

mg Hac/ Pm = 64.26/60 = 1.071M

datos de la mesa:

VNaOH (ml)	mg Hac en 1 ml	acidez del vinagre
10.6	66.78	6.678
10.9	68.67	6.867
10.4	65.52	6.552
10.8	68.04	6.804
10.2	64.26	6.426
10.6	66.78	6.678

x =" xi/n = 6.6675

s = ""( xi -x)2/n-1 = 0.1614

IC = x* ts/ "n = 6.6675 * (2.571 · 0.1614)/ "6 = 6.6675 * 0.169 = (6.7*0.2) de acidez

(t de Student para 6 velores; 5 GL; 95% de confianza ! 2.571)

• Realizar un estudio estadístico sobre los resultados de la mesa: valor medio, desviación estándar, intervalo de confianza del 95%.

He solucionado esta cuestión en el apartado anterior.

• Si se supone que toda la acidez se debe a ácido acético realmente, y considerando que el volumen final es de 100 ml ¿cuál debería de ser el pH teórico en el punto de equivalencia?

La reacción que ha tenido lugar es la siguiente.

Ac-+ H2O ! HAc + OH-

K = 10 -9.2

Vamos a sacar primero los moles de HAc en el punto de equivalencia a partir de los datos anteriores, sacando la media:

gHAc=(0.06678+0.06867+0.06552+0.06804+0.06426+0.06678)6= 0.066675 gramos

y ahora los moles dividiendo por 60 (Pm del HAc); moles = 0.00111125 moles

ahora sacamos la concentración, como suponemos que el volumen final es de 100 ml, pues es: 0.00111125/0.1 = 0.0111125 M

y con la fórmula: |OH-| = "K· HAc = "10 -9.2 · 0.0111125 = 10 -5.58

sacamos el pH = 14 - 5.58 = 8.42 pH teórico en el punto de equivalencia.

• Si se supone que toda la acidez se debe al ácido acético y que el volumen final es de 100 ml, determinar la constante de disociación de dicho ácido a partir de los datos obtenidos.

Sabemos que MNaOH = 0.105M y que MHAc = 1.071M , el pH en el punto de equivalencia y los volúmenes finales de NaOH y de HAc, se cumple en dicho punto de equivalencia:

VxM (NaOH) = VxM (HAc)

Como sabemos que los moles de HAc son 0.00111125

Ac- + H2O ! HAc + OH-

Siendo |OH-| = 10 -5.58

|OH-|= " Cb · Kb = 10 -5.58; despejando se obtiene: Kb = 10 -9.206

y, por tanto Ka = 10 -14/10 -9.206 = 10 -4.794 " 10 -4.8

PRÁCTICA 5:

Determinación del nitrógeno proteico en harina por el método Kjeldahl

•Fundamento teórico:

El método de Kjeldahl constituye un método de referencia para determinar el nitrógeno proteico en materiales biológicos; se basa en la oxidación de la muestra con ácido sulfúrico concentrado y caliente (digestión), la materia orgánica de la muestra se transforma en dióxido de carbono y agua y el nitrógeno se convierte en ión amonio deforma cuantitativa. A continuación se trata la disolución con un exceso de sal fuerte (NaOH), se destila el amoníaco formado y finalmente se valora.

Con el fin de mejorar la cinética del proceso de oxidación se añade una tableta de catalizador que aumente el punto de ebullición del ácido sulfúrico y con ello la temperatura a la que se desarrolla la oxidación ("410ºC)

Para llevar a cabo esta práctica se emplearán los módulos de digestión y destilación que automatizan las etapas del proceso de forma rápida y segura.

•Procedimiento:

Primero vamos a preparar la disolución de H2SO4 0.03M aprox. Para ello diluimos 1 ml de ácido sulfúrico concentrado en 500 ml de agua destilada.

Ahora calcularemos la molaridad del ácido sulfúrico, valorándolo con una disolución de carbonato sódico, para ello pesaremos de 0.1000 a 0.1250 g de carbonato sódico y los disolvemos en un erlenmeyer con 50 ml de agua destilada. Se adicionan 2 gotas de rojo de metilo y 1 de azul de metileno y se valora con el ácido sulfúrico hasta viraje del indicador de verde a violeta. Este primer cambio puede ser falso, por lo que habrá que hervir durante dos minutos la disolución y seguir valorando una vez enfriada. Aquí llegó nuestro primer problema pues creímos que era una valoración corriente y desechamos todas las muestras menos una antes de completar la valoración, por lo que la molaridad del ácido sulfúrico no será muy exacta porque sólo contamos con esa muestra para calcularla.

Los cálculos son los siguientes:

V.M (H2SO4)=g/P.M(carbonato)

31.9x10 -3.M= 0.1212/(2x22.9+12+16x3) ! M=0.0359M

(calculada a partir de los datos de la disolución que se salvó, es decir, 0.1212 g de carbonato sódico y los 31.9 ml de ácido sulfúrico empleados en la valoración completa)

Ahora viene el método Kjeldahl propiamente dicho.

Se introducen en el matraz Kjeldahl alrededor de 1 g de muestra, 12 ml de ácido sulfúrico concentrado y una tableta de catalizador. Preparamos 6 muestras y 2 blancos. La digestión se lleva a cabo durante 60 minutos a una temperatura de 410ºC. Luego se deja enfriar.

En nuestro caso, los pesos de las muestras son:

muestra 1: 1.0022g muestra 2: 1.0005g

muestra 3: 1.0052g muestra 4: 1.0000g

muestra 5: 1.0503g muestra 6: 1.0004g

Una vez fríos se añaden 20 ml de agua destilada y se colocan los tubos en el módulo de destilación por arrastre de vapor, en el que previamente se ha colocado un erlenmeyer que contiene 50 ml de disolución de ácido bórico al 2% en peso y 2 gotas de rojo de metilo y una gota de azul de metileno. El sistema está programado para que tenga lugar la adición de 18 ml de NaOH (40% en peso) durante 10 segundos y que el proceso de destilación dure 210 segundos.

Una vez recogido el NH3 destilado en la disolución de ácido bórico se realiza la valoración con ácido sulfúrico 0.0359 M hasta viraje de verde a violeta.

Los volúmenes gastados para los blancos y las seis muestras son:

blanco 1: 0.1 ml blanco 2: 0.1 ml

muestra 1: 17.4 ml muestra 2: 17.3 ml

muestra 3: 17.1 ml muestra 4: 17.5 ml

muestra 5: 17.8 ml muestra 6: 17.4 ml

•Resultados:

• Calcular el porcentaje de nitrógeno en la muestra.

2mmol H2SO4=mmol NH3=mmol N

2x(V-VB)xM=mg N/P.M.

V es el volumen gastado en la valoración (en ml); VB es el volumen consumido por el blanco y m es la molaridad del sulfúrico.

%N muestra =(mg N/mg muestra)x100

muestra 1: mg N = 17.39 mg; %N muestra = 1.735%

muestra 2: mg N = 17.29mg; %N muestra = 1.728%

muestra 3: mg N = 17.09 mg; %N muestra = 1.700%

muestra 4: mg N = 17.49 mg; %N muestra = 1.749%

muestra 5: mg N = 17.79 mg; %N muestra = 1.694%

muestra 6: mg N = 17.39 mg; %N muestra = 1.738%

Ahora calculamos la media, la desviación estándar y el intervalo de confianza para el %N muestra :

x =" xi/n = 1.724 %

s = ""( xi -x)2/n-1 = 0.022

IC = x * ts/"n = 1.724*2.571x0.022/"6=(1.724 *0.023)%N muestra

(t = 2.571 (95% confianza; 6 datos; 5 grados de libertad))

• Calcular el porcentaje de proteína en la muestra (factor de conversión 6.25)

% proteína muestra = 6.25 x (1.724*0.023) = (10.775*0.144)%

• ¿Conoce algún procedimiento para determinar el nitrógeno inorgánico?

Se pueden determinar gran número de especies inorgánicas por titulación con ácidos o bases fuertes.

En el caso del nitrógeno, para determinar nitratos o nitritos puede aplicarse el método para las sales de amonio (método Kjeldahl) con ciertas modificaciones.

Estos iones, en primer lugar, se reducen hasta ión amonio con una aleación Devarda (50% Cu, 45% Al y 5% Zn). La aleación, que se presenta en polvo, se agrega a una solución fuertemente alcalina de la muestra, en un matraz Kjeldahl. El amoníaco se destila después de que se haya completado la reacción. A veces se usa también la aleación Arnd como agente reductor (60% Cu y 40% Mg).