guía analítica USC noviemnrw, Otro de Química. Escuela Colombiana de Carreras Industriales
tatiana-trujillo
tatiana-trujillo9 de noviembre de 2017

guía analítica USC noviemnrw, Otro de Química. Escuela Colombiana de Carreras Industriales

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1

PRÁCTICAS

LABORATORIO DE

QUÍMICA ANALÍTICA II

PROGRAMA DE QUÍMICA

2016B

2

TABLA DE CONTENIDO

Página

1. INTRODUCCIÓN 3

1.1. NORMAS BÁSICAS A SEGUIR DENTRO DEL LABORATORIO 3

2. VOLUMETRÍA DE OXIDO REDUCCIÓN 7

3.1 Oxidabilidad 7

3.2 Yodimetria y yodometria 10

3. POTENCIOMETRÍA 13

4.1 Determinación potenciométrica de haluros 13

4.2 Determinación potenciométrica acido-base 16

4. TITULACIONES CONDUCTIMETRICAS 20

5. TITULACIONES COULOMBIMETRICAS 24

6. ANALISIS CICLOVOLTAMETRICAS 27

7. ANEXOS 31

8.1 ANEXO 1. LIBRETA DE ANOTACIONES 31

8.2 ANEXO 2. INFORME DE LABORATORIO 31

3

1. INTRODUCCIÓN

La lectura previa y atenta de estas prácticas permite al estudiante ir al laboratorio con una

idea clara de cuál es el objetivo del experimento que realizará y del porqué se utiliza un

determinado procedimiento; sólo así el trabajo de laboratorio será comprensible e

interesante. Durante dicha lectura pueden surgir dudas que el estudiante debe resolver

antes de empezar el trabajo en el laboratorio, bien mediante búsqueda bibliográfica o

consultando al profesor.

1.1 NORMAS BÁSICAS A SEGUIR DENTRO DEL LABORATORIO

El estudiante debe portar en el laboratorio:

- Gafas protectoras *

- Bata de laboratorio *

- Trapo (mínimo uno por grupo)

- Guantes *

* (Carácter Obligatorio, deberán utilizarse desde la entrada hasta la salida del laboratorio)

En el laboratorio

- Solicite los materiales, equipos y reactivos necesarios para la práctica, por lo menos con

24 horas de antelación, en el almacén de los laboratorios. No podrán realizar las prácticas,

aquellos (as) estudiantes que no hicieren la solicitud a tiempo.

- No existe la posibilidad de recuperación de prácticas.

- Las prácticas empiezan a una hora determinada. Debe ser cumplido(a), los retrasos

ocasionan disminución en la nota.

- Es obligado llevar el pelo largo recogido

- No está permitido FUMAR, BEBER ni COMER

- No tocar con las manos, ni oler, ni probar, los productos químicos

- Está totalmente prohibido la realización de cualquier experimento que no esté autorizado

por el profesor.

- Un laboratorio es un lugar de trabajo. Por tanto, se deberá mantener un ambiente

adecuado. El respecto por las personas que trabajan en el laboratorio es indispensable.

- No trabajar separado de la mesa

- En las mesas de trabajo, se tendrá únicamente el material mínimo necesario para la

práctica.

- El material utilizado ha de lavarse con agua y jabón, tanto por dentro como por fuera. Se

revisará al finalizar cada práctica.

- Las mesas de trabajo, son parte del material utilizado y deben limpiarse al finalizar cada

sesión de prácticas (también se revisarán).

- Se deberá realizar una eliminación apropiada de los desechos generados. Consulte

bibliografía pertinente con anticipación a la realización de la práctica.

4

INTRODUCCIÓN

Son muchas y variadas las sustancias que se pueden determinar con permanganato. La

mayor parte de las valoraciones se verifican en disolución acida con formación de ion

manganato (Mn+2) como producto de reducción. No obstante, en algunas aplicaciones se

utiliza en medio neutro o incluso alcalino dando MnO2 como producto de la reducción.

Algunos ejemplos de analitos que pueden ser valorados por medio de la permanganometría

se encuentra en la siguiente tabla, donde se exhibe la sustancia valorada y el producto de

la oxidación.

SUSTANCIA VALORADA PRODUCTO DE LA OXIDACIÓN

C2O4 -2 CO2

As+3 As+5

SO2, SO32- SO4 2-

En esta oportunidad se aplicará la reacción redox que tiene el ion permanganato con el

peróxido de hidrógeno para determinar la pureza del producto comercial y se expresará el

resultado en términos de oxigenabilidad.

OBJETIVO

 Determinar la oxidabilidad de un producto comercial.

 Estandarizar soluciones de permanganato

Tabla 1. Relación de materiales y equipos

Material UM Cantidad

Vidrio reloj 2

Gotero 1

Plancha calentadora y agitadora 1

Pipeta graduada 10 ml 1

Pipeta volumétrica 10 ml 1

Bureta 25 ml 1

Pinza con nuez 1

Espátula 1

Erlenmeyer 250 ml 2

Vasos precipitado 250 ml 2

PROGRAMA

DE QUÍMICA

VOLUMETRÍA DE OXIDO REDUCCIÓN

Grado de oxidación de una muestra

Elaborado por:

Sandra P. Castro N.

Revisado por:

Drochss Pettry Valencia

Fecha última revisión

Julio 2015

5

Material UM Cantidad

Vasos precipitado 100 ml 2

Probeta 50 ml 1

Matraz aforado 100 ml 3

Varilla de agitación 1

Frasco lavador 1

Pipeteador (jeringa) 1

Mortero con mazo 1

Desecador * 2

Cantidad necesaria para cada grupo. UM: unidad de medida

* Para todos los grupos

Tabla 2. Relación de reactivos y soluciones

Reactivo o solución UM

Permanganato de potasio

Ácido sulfúrico concentrado 8 ml

Oxalato de sodio, grado analítico 0,05 g

Sal de Mohr

PROCEDIMIENTO

1. PREPARACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE KMnO4

Pese los gramos necesarios de permanganato de potasio para preparar 100 mL de solución

0.1 N. Disuelva el KMnO4 en un vaso de precipitado lavando bien el recipiente en el cual

realizó la pesada. Pase la solución del vaso a un matraz aforado de 100 mL completando

el volumen con aguas de lavado.

2. ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE KMnO4

Monte la bureta y cárguela con la disolución de KMnO4 preparada previamente. Enrase la

bureta abriendo la llave, asegurándose que en la punta inferior no quedan burbujas de aire;

Si le asignaron una bureta que no es oscura tápela con papel aluminio.

Seque el oxalato de sodio (Na2C2O4) por una hora a 110 °C y posteriormente deje enfriar

en un desecador por 30 minutos. Pese aproximadamente 0.0500 g (anote el valor utilizado)

del Na2C2O4 seco y colóquelos en un vaso de precipitados de 250 mL, añada 50 mL ácido

sulfúrico 0.1M. Caliente hasta 65 Dc.

Estando la solución caliente valore con la solución de permanganato hasta obtener una

ligera coloración rosada que perdure por lo menos 15 segundos.

6

3. DETERMINACIÓN DE LA OXIDABILIDAD DE UN PRODUCTO COMERCIAL

Pipetear la cantidad apropiada del producto comercial de tal manera que la titulación con el

KMnO4 sea aproximadamente de 10 ml. Posteriormente añada unos 80 mL de agua

destilada y 25 mL de ácido sulfúrico 0.1 M. Valorar con el permanganato de potasio hasta

color violeta persistente. La valoración se realiza a temperatura ambiente. Repetir la

valoración al menos una vez más.

4. PREGUNTAS Y RESULTADOS

 Escriba y explique todas las reacciones que se presentan durante esta practica

 Determine la Oxidabilidad de la muestra expresada en mg 02/ml muestra

 Compare el contenido de H2O2 con el reportado por la etiqueta, diga si cumple la

normatividad

 Explique por qué se debe acidular el medio en las titulaciones de permanganato.

 ¿Por qué la estandarización KMnO4 no requirió un indicador para determinar el

punto final de la valoración?

 Explique por qué se trabajó a 65ºC y medio ácido en la estandarización del KMnO4.

5. REFERENCIAS

1. AYRES, G. “Análisis Químico Cuantitativo”, México: Harla, 1982.

2. HARRIS, D. “Análisis Químico Cuantitativo”, 4 ed, New York: Freeman and

Company, 1995.

3. SKOOG D., WEST D. "Química Analítica", 6 ed, Mc Graw-Hill, España, 1998.

4. DAY R. A., UNDERWOOD A. L. "Química Analítica Cuantitativa", 5 ed, México:

Prentice - Hall Hispanoamericana, 1989.

7

TABLA DE RESULTADOS (para entregar al profesor una vez finalizada la práctica)

TITULACIONES REDOX

OXIDABILIDAD

Estudiantes:

________________________________

________________________________

________________________________

Estandarización de KMnO4:

Volumen de KMnO4:____________

Peso de Na2C2O4 seco: ____________

Determinación de oxidabilidad de un producto oxigenado.

Volumen muestra:_____________

Volumen de KMnO4 titulación 1:____________

Volumen de KMnO4 titulación 2: ____________

Volumen de KMnO4 titulación 3: ____________

8

OBJETIVO

 Determinar mediante una titulación redox el contenido de hipoclorito en una muestra

de límpido comercial.

 Establecer estadísticamente la exactitud del método yodometrico.

 Afianzar conocimientos de las reacciones de oxido-reducción

INTRODUCCIÓN

Los oxidantes más fuertes oxidan los iones yoduro a yodo y los reductores fuertes reducen

el yodo a yoduro. Por este motivo, los métodos volumétricos involucrando el yodo se dividen

en dos grupos:

a) Los métodos indirectos (yodometria), en que los oxidantes son determinados

haciéndolos reaccionar con un exceso de iones yoduro y determinándose el yodo

liberado con un reductor estándar, como el tiosulfato de sodio.

b) Los métodos directos (yodimetria), en que se utiliza una solución estándar de yodo

para determinarse reductores fuertes, generalmente en medio neutro o ligeramente

ácido.

Estos métodos volumétricos son fundamentados en la semi-reacción:

Eº = 0,535 Volts

Los iones yoduro son reductores débiles que reducen oxidantes fuertes, cuantitativamente.

Los iones no son usados directamente como titulante por varias razones, entre ellas por la

falta de un indicador visual apropiado y por lenta la velocidad de reacción.

Para vislumbrar los puntos finales en las volumetrías con yodo se utiliza almidón dado que

éste forma un complejo azul intenso con el yodo en solución.

A partir de yodato (patrón primario) y yoduro se puede obtener yodo:

IO 3− + 5I− + 6H + → 3I 3− + 3H2O

Las soluciones de yodo se pueden cuantificar con tiosulfato de sodio mediante una

estequiometría 1:2

PROGRAMA

DE QUÍMICA

VOLUMETRÍA DE ÓXIDO-REDUCCIÓN

Yodimetría y Yodometría

Elaborado por:

Sandra P. Castro N.

Revisado por:

Fecha última revisión

Julio 2011

9

En esta práctica se realizará la cuantificación de hipoclorito en una muestra de límpido

comercial las cuales suelen contener entre un 8 y un 15 % de hipoclorito. El hipoclorito es

un anión extremadamente oxidante y puede ser analizado por técnicas yodometricas dado

que es capaz de liberar yodo de los yoduros.

Tabla 1. Relación de materiales y equipos

Material UM Cantidad

Vidrio reloj 2

Gotero 1

Plancha calentadora y agitadora 1

Pipeta graduada 10 ml 1

Pipeta volumétrica 10 ml 1

Pipeta volumétrica 25 ml 1

Bureta 25 ml 1

Pinza con nuez 1

Espátula 1

Erlenmeyer 250 ml 2

Vasos precipitado 100 ml 2

Probeta 50 ml 1

Matraz aforado 50 ml 1

Matraz aforado 100 ml 1

Varilla de agitación 1

Frasco lavador 1

Propipeta (jeringa) 1

Mortero con mazo 1

Desecador * 2

Cantidad necesaria para cada grupo. UM: unidad de medida

* Para todos los grupos

Tabla 2. Relación de reactivos y soluciones

Reactivo o solución UM

Yodato de potasio: KIO3 0,0500 g

Yoduro de potasio: KI 10 g

Yodo sublimado 0,65 g

Tiosulfato de sodio: Na2S2O3.5H2O 0,05 g

Carbonato de sodio: Na2CO3 0,1 g

Almidón 0,4 g

Acido sulfúrico concentrado 4 ml

10

PROCEDIMIENTO

1. PREPARACIÓN DE REACTIVOS

Solución de almidón: Disolver 0.4 g de almidón en 20 mL de agua destilada. En recipiente

aparte hervir 80 mL de agua destilada, cuando llegue a ebullición añada el almidón en

solución y deje hervir por un breve tiempo.

Solución de tiosulfato de sodio 0.1 M: Realice el cálculo para establecer cuántos gramos

de Na2S2O3.5H2O se requieren para preparar 50 mL de una solución 0.1 M. Pese el reactivo

necesario y transfiera a un vaso precipitado de 50 ml, añada 0.1000 g de Na2CO3, diluya

con agua, pase al matraz y aforé con agua destilada.

Solución de yodo 0.05 M: Pese 2.0 g de KI y disuélvalos en 50 mL de agua, añada 0.65g

de yodo puro y recristalizado. Disolver hasta la disolución de todos los cristales. Transfiera

la solución a un matraz de 100 mL, lave el recipiente de preparación, varias veces,

agregando las aguas de lavado al matraz aforado. Enrace con agua destilada. Guarde en

frasco oscuro.

2. ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE TIOSULFATO DE SODIO 0,1 M

Pese aproximadamente 0,0500 g de yodato de potasio (KIO3) puro y seco (secar por lo

menos 1 hora a 120 ºC), colóquelos en un erlenmeyer de 250 mL y añada 2,0 g de yoduro

de potasio (KI) y 10 mL de ácido sulfúrico 1M. Titule de inmediato con la solución de

tiosulfato hasta que la solución cambie del color pardo a un amarillo, en este momento

añada 1.0 mL de almidón y continúe la titulación hasta que la solución vire del color azul a

incoloro.

3. ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE YODO:

Tome Disuelva 10 mL de la solución de yodo con 1.0 g de KI y 25 mL de H2SO4 0.2 M. Titule

con tiosulfato de sodio estándar hasta decoloración tenue. Adicione 2.0 mL de almidón y

titule hasta que el indicador cambie de azul a transparente.

4. DETERMINACIÓN DE HIPOCLORITO EN UN PRODUCTO COMERCIAL

Realizar una disolución 10/100 de la muestra a analizar (lejía comercial) y tomar 25 ml de

la disolución. Se acidula con ácido sulfúrico concentrado (hasta pH ácido), se añade yoduro

de potasio en exceso (aproximadamente 1 g) y se disuelve hasta desaparecer el precipitado

formado, si es necesario agregue más KI. Se realiza la valoración con tiosulfato

exactamente igual que en el apartado anterior.

Calcular los g/l de cloro activo en la muestra. Establezca el porcentaje de error asumiendo

que el preparado comercial debe cumplir la normatividad.

11

PREGUNTAS

1. Defina cloro activo y sus implicaciones en la fabricación de desinfectantes.

2. Escribir las reacciones y semi-reacciones de reducción y oxidación que tienen lugar

durante la práctica.

3. ¿Por qué se acidulan las muestras antes de titular?

4. Durante la valoración del tiosulfato y del hipoclorito al añadir KI, se forma un precipitado que desaparece al añadir exceso de KI. ¿Qué es ese precipitado? ¿Por

qué se disuelve al añadir exceso de KI? 5. ¿Por qué se adiciona el almidón cerca del punto de equivalencia y no desde el inicio

de la titulación?

REFERENCIAS

1. AYRES, G. “Análisis Químico Cuantitativo”, México: Harla, 1982.

2. HARRIS, D. “Análisis Químico Cuantitativo”, 4 ed, New York: Freeman and

Company, 1995.

3. SKOOG, D., WEST D. "Química Analítica", 6 ed, Mc Graw-Hill, España, 1998.

4. DAY R. A., UNDERWOOD A. L. "Química Analítica Cuantitativa", 5 ed, México:

Prentice - Hall Hispanoamericana, 1989.

12

TABLA DE RESULTADOS (para entregar al profesor una vez finalizada la práctica)

TITULACIONES REDOX - YODOMETRIA

Estudiantes: ________________________________

________________________________

________________________________

Estandarización de tiosulfato:

Volumen de Na2S2O3:____________

Peso de KIO3 seco: ____________

Estandarización de yodo

Volumen de yodo:____________

Volumen de Na2S2O3:____________

Determinación en la muestra

Volumen de muestra:_____________

Volumen de Na2S2O3:____________

13

OBJETIVO

Determinar el contenido de cloruro y yoduro en una muestra por valoración simultánea con

AgNO3 por potenciometría de precipitación.

INTRODUCCIÓN

Si un metal se coloca en una solución que contiene iones de ese metal se genera una

diferencia de potencial, E, entre el metal y la solución, cuyo valor esta dado por la ecuación

de Nernst.

En titulaciones de precipitación hay un cambio en la concentración de iones plata (Ag+) en

cada punto porque la concentración del ión se determina a través del producto de

solubilidad del AgCl y del AgI. Para determinar el punto final se puede utilizar un electrodo

que responda a cambios en la concentración de Ag+ durante la titulación y medir el potencial

después de sucesivas adiciones del agente titulante. En la precipitación de iones Cl- e I- por

adición de Ag+, precipita primero el AgI y el potencial cambia hasta que casi todo el I- ha

precipitado. En este primer punto de equivalencia la concentración de Ag+ se incrementa

más rápidamente hasta que supere la concentración de Ag+ necesaria para precipitar el Cl-,

nuevamente la concentración de Ag+ y el potencial permanecerán casi constante hasta que

todo el Cl- se precipite luego hay otro incremento brusco en el potencial, indicando que se

ha alcanzado el segundo punto de equivalencia.

Tabla 1. Relación de materiales y equipos

Material UM Cantidad

Vidrio reloj 2

Gotero 1

Plancha calentadora y agitadora 1

Pipeta graduada 10 ml 1

Pipeta volumétrica 10 ml 1

Pipeta volumétrica 25 ml 1

Bureta 25 ml 1

Pinza con nuez 1

Espátula 1

Vasos precipitado 250 ml 1

Vasos precipitado 100 ml 1

Multímetro 1

PROGRAMA

DE QUÍMICA

TITULACIÓNES POTENCIOMÉTRICAS

DETERMINACIÓN DE HALUROS

Elaborado por:

Sandra P. Castro N.

Revisado por:

Fecha última revisión

Julio 2011

14

Material UM Cantidad

Electrodo indicador de plata 1

Electrodo de referencia Ag/AgCl o calomel 1

Magneto 1

Matraz aforado 50 ml 1

Varilla de agitación 1

Frasco lavador 1

Propipeta (jeringa) 1

Desecador * 2

Cantidad necesaria para cada grupo. UM: unidad de medida

* Para todos los grupos

Tabla 2. Relación de reactivos y soluciones

Reactivo o solución UM

Nitrato de plata 1,0 g

Nitrato de sodio 0,5 g

Ácido nítrico 5 ml

Cloruro de sodio grado analítico 0,5 g

PROCEDIMIENTO

6. PREPARACIÓN DE AgNO3

Pese los gramos necesarios para preparar 50 mL de AgNO3 0.1 M.

7. ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE AgNO3

Monte la bureta y cárguela con la disolución de AgNO3 preparada previamente. Enrase la

bureta abriendo la llave, asegurándose que en la punta inferior no quedan burbujas de aire.

Pese la cantidad necesaria de NaCl estándar (secado por lo menos una hora) para que el

proceso de estandarización requiera un volumen cercano a 5 mL. Deposite la sal en un

vaso de 250 mL y diluya con agua suficiente para que tape los electrodos. Añada unas

pocas gotas de HNO3 6 M y aproximadamente 0.1 g de NaNO3 sólido, introduzca el agitador

magnético y los electrodos de plata y referencia.

NOTA: El electrodo de plata se debe pulir con carbonato de calcio y lavarlo con agua

destilada. Introduzca los electrodos teniendo en cuenta que no sean golpeados por el

agitador magnético.

Si observa que el potencial es negativo cambie la polaridad de los electrodos.

15

Proceda con la titulación usando incrementos grandes 0.5 mL. Cerca del punto de

equivalencia deben disminuirse los incrementos a 0.2 mL. Recuerde en adicionar con

incrementos de 0,5 mL por lo menos 2 mL de titulante en exceso para establecer bien el

punto de equivalencia.

8. DETERMINACIÓN DE CLORUROS EN UNA MUESTRA PROBLEMA

Deposite aproximadamente 0,1 g de muestra en un vaso de 250 mL y diluya con agua,

agregue unas pocas gotas de HNO3 6 M y aproximadamente 0,1 g de NaNO3 sólido,

introduzca el agitador magnético y los electrodos de plata y referencia.

Proceda con la titulación como en el caso anterior, recuerde que tendrá dos puntos de

equivalencia.

PREGUNTAS Y RESULTADOS

 Explique cuál de las dos especies precipita primero.

 Explique por qué La titulación del I- no es ciento por ciento efectiva. Determine cuál

es el porcentaje de I- queda sin precipitar cuando comienza a precipitar el AgCl.

 ¿Cuál es el propósito del NaNO3?

 Determine el Kps de AgI y del AgCl.

 Explique por qué no necesitaría conocer el potencial del electrodo de referencia para

calcular el Kps del AgCl, si utiliza un electrodo de referencia de Ag/AgCl.

 Dibuje la curva de potencial (E) vs volumen añadido de AgNO3 (V); ∆E/∆V vs V. De

ellas determine el volumen de equivalencia y con él el porcentaje de cloruros en la

muestra.

REFERENCIAS

 SKOOG, D.A. HOLLER F.J. y NIEMAN T.A. “Principios de Análisis Instrumental”, 5

ed, Madrid: McGraw-Hill, 2001.

 HARVEY D. “Química Analítica moderna, McGraw-Hill, Madrid, 2002.

 HARRIS D.C. “Análisis Químico Cuantitativo” 3 ed, Reverté, Barcelona, 2007.

 SKOOG, D.A. WEST, D.M. HOLLER F.J. y CROUCH S.R. “Fundamentos de

Química Analítica”, 8ed, Madrid: Thomson-Paraninfo, 2005.

16

TABLA DE RESULTADOS (para entregar al profesor una vez finalizada la práctica)

TITULACIONES POTENCIOMETRICA

DETERMINACIÓN DE HALUROS

Estudiantes: ________________________________

________________________________

________________________________

Estandarización de nitrato de plata:

Peso de NaCl seco: ____________

ml

AgNO3

E(V) ml

AgNO3

E(V) ml

AgNO3

E(V) ml

AgNO3

E(V)

0

0,5

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

Complete con sus datos.

Determinación haluros en la muestra

Peso o volumen de la muestra: ____________

ml

AgNO3

E(V) ml

AgNO3

E(V) ml

AgNO3

E(V) ml

AgNO3

E(V)

0

0,5

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

Complete con sus datos.

17

.

INTRODUCCIÓN

Cuando se desea determinar la concentración de un ácido o una base en una disolución,

éstos se hacen reaccionar con una base o un ácido patrón, respectivamente, cuya

concentración es conocida con precisión (es decir, con una incertidumbre menor al error

asociado al método de valoración). En el punto de equivalencia se produce un cambio

brusco del pH, que se puede determinar empleando un indicador, o bien un pH-metro.

La concentración de iones hidrogeno de una solución acuosa puede determinarse midiendo

con un potenciómetro (pH-metro) la diferencia de potencial entre los electrodos de

características especiales sumergidos en la solución, dado que son directamente

proporcionales.

Cuando la valoración ácido-base se realiza con el pH-metro, se registran lecturas del pH

con este instrumento en función del volumen de valorante añadido, y el punto final se

obtiene en la representación gráfica de la primera de estas magnitudes, el pH, en función

de la otra, el volumen de valorante. El punto final corresponde a la posición de mayor

pendiente de la curva (casi vertical) al producirse el cambio brusco de pH que acompaña a

la neutralización completa del analito.

Una forma eficiente para localizar el punto de equivalencia de la valoración consiste en

representar la variación de pH por unidad de volumen, pH/V, frente al volumen añadido

a lo largo de la valoración. La magnitud pH/V representa la pendiente de la curva de

valoración pH frente a V en cada punto y, de hecho, en el límite V0 tendería a la primera

derivada de dicha curva. El valor máximo (en cúspide) de pH/V proporciona el punto final

buscado. Los valores necesarios para realizar la representación de pH/V se obtienen,

una vez completada la curva de valoración pH-métrica, dividiendo la diferencia entre valores

contiguos de pH por la correspondiente diferencia de volúmenes.

En general es difícil localizar exactamente el punto final a partir de pH/V y se hace

necesario recurrir a la segunda derivada, 2pH/V2 = y/V (donde y=pH/V), que se

obtiene a partir de la curva pH/V de igual manera que ésta última se obtuvo a partir de la

curva de pH. En el punto final, la segunda derivada estrictamente diverge pasando de + a

- lo que se observa experimentalmente como un cambio de signos en el cociente de

incrementos y se puede interpolar para el valor 0.

PROGRAMA

DE QUÍMICA

TITULACIÓNES POTENCIOMÉTRICAS

DETERMINACIÓN ACIDO-BASE

Elaborado por:

Sandra P. Castro N.

Revisado por:

Fecha última revisión

18

OBJETIVOS

1. Aplicar los conceptos de equilibrio termodinámico en disoluciones de ácidos y bases

fuertes y/o débiles.

2. Comparar las metodologías de valoración de ácidos y bases: potenciometría (pH-

metro) y mediante indicadores

Tabla 1. Relación de materiales y equipos

Material UM Cantidad

Vidrio reloj 2

Gotero 1

Plancha calentadora y agitadora 1

Pipeta graduada 10 ml 1

Pipeta volumétrica 10 ml 1

Pipeta volumétrica 25 ml 1

Bureta 25 ml 2

Pinza con nuez 2

Espátula 1

Vasos precipitado 250 ml 1

Vasos precipitado 100 ml 2

pH-metro 1

Magneto 1

Matraz aforado 100 ml 2

Varilla de agitación 1

Frasco lavador 1

Propipeta (jeringa) 1

Desecador * 2

Cantidad necesaria para cada grupo. UM: unidad de medida

* Para todos los grupos

Tabla 2. Relación de reactivos y soluciones

Reactivo o solución UM

Ácido clorhídrico concentrado 3 ml

Hidróxido de sodio 0,4 g

Carbonato de sodio 0,1 g

Soluciones estándar pH 4.00; 7.00; 10.0. * 20 ml c/u

Cantidad necesaria para cada grupo. UM: unidad de medida

* Para todos los grupos

19

PROCEDIMIENTO

1. CALIBRACIÓN DEL pH-METRO

Seguir el manual de instrucciones del aparato para su calibración con tampones patrón de

pH 7 y pH 4. El electrodo del pH-metro se deteriora si se roza o si queda expuesto al aire y

debe permanecer sumergido en agua destilada cuando el aparato no se utilice.

2. PREPARACIÓN DE HCl 0.1 M y NaOH 0.1 M

Realice los cálculos pertinentes para la preparación de 100 mL de HCl y NaOH 0.1 M.

NOTA: Recuerde que se adiciona HCl al agua y no viceversa.

3. ESTANDARIZACIÓN DE LA DISOLUCIÓN DE HCl

Purgue la bureta con HCl y proceda a llenarla teniendo la precaución de que la punta de la

bureta quede sin burbujas de aire.

Pese la cantidad necesaria de Carbonato de potasio para que se requieran 10 mL de HCl

en la estandarización (recuerde que se debe secar el patrón por una hora) y llévelos a un

vaso de precipitados de 250 mL con suficiente agua para tapar el electrodo mixto de tal

manera que no se roce con el fondo o las paredes del vaso. Tomar el valor del pH de la

disolución.

Comienza la valoración tomando valores del pH tras adiciones de 0.5 mL de HCl 0.1 M

hasta las inmediaciones del volumen estimado para el primer punto final. La solución se

debe agitar a la vez que se añade el ácido. Al acercarse al primer punto final (unos mL

antes), las adiciones de ácido se harán cada 0.1 ml, anotando el pH en cada caso.

Seguir añadiendo poco a poco valorarte hasta haber superado completamente el primer

punto final. Entonces, añadir unas gotas de indicador naranja de metilo y continuar la

valoración con nuevas adiciones de 0.5 mL hasta las cercanías del segundo punto final.

Inicie una nueva serie de adiciones gota a gota detectando el punto final por un cambio

brusco en el pH.

Siga realizando medidas de pH tras adiciones de HCl pequeñas justo después de haber

superado el segundo punto final y después mayores (1 mL) hasta un exceso de unos 2 o 3

mL de ácido.

Nota: En caso de no haber medido correctamente la curva de valoración en el entorno de

ambos puntos finales (por haber añadido HCl demasiado deprisa) se deberá realizar una

nueva valoración.

20

4. ESTANDARIZACIÓN DE NaOH

Purgue la bureta con NaOH y proceda a llenarla teniendo la precaución de que la punta de

la bureta quede sin burbujas de aire.

Tome 10 mL de HCl estandarizado y páselos a un vaso de precipitados de 250 mL Introduce

el electrodo del pH-metro en la disolución con cuidado de no rozarlos con el fondo o las

paredes del vaso. Tomar el valor del pH de la disolución de HCl,

Realizar la valoración siguiendo los pasos antes detallados pero esta vez adicionando

0.5mL de NaOH. Registre los datos.

5. VALORACIÓN DE LAS MUESTRAS PROBLEMA

Verifica el pH de la muestra con el pH-metro, si la muestra se encuentra ácida procede a

titularla añadiendo progresivamente 0.5 mL de NaOH estandarizado. En caso de que la

muestra se encuentre básica procede a titularla con adiciones consecutivas de 0.5mL de

HCl.

Para ambos casos se repite la valoración sistemática con el pH-metro midiendo la curva de

valoración completa (pH frente a volumen de valorante añadido) con adiciones gota a gota

en las inmediaciones del punto final hasta bien superado éste. Siga añadiendo hasta

superar el punto final en 2 o 3 mililitros.

PRESENTACIÓN DE RESULTADOS Y CÁLCULO DE CONCENTRACIONES

Realizar las gráficas de pH vs V, pH/V vs V y 2pH/V vs V para las estandarizaciones

de HCl, NaOH y de las valoraciones de las muestras problema.

A partir de los resultados numéricos y gráficos obtenidos, determinar la concentración de la

disolución de HCl (utilizar el segundo punto de equivalencia).

 Calcular con la concentración real del HCl la concentración de NaOH y finalmente

la concentración de las muestras problema.

 Discutir si las sustancias problema son una base fuerte o débil y determinar su pKa.

 De acuerdo a las observaciones físicas de cambio de color del indicador en el punto

final y de los datos obtenidos de las curvas establezca diferencias entre los dos

métodos de análisis.

 Enumere por lo menos tres ventajas del método potenciométrico con respecto a las

titulaciones con indicador.

REFERENCIAS

21

1. SKOOG, D.A. HOLLER F.J. y NIEMAN T.A. “Principios de Análisis Instrumental”, 5 ed,

Madrid: McGraw-Hill, 2001.

2. HARVEY D. “Química Analítica moderna, McGraw-Hill, Madrid, 2002.

3. HARRIS D.C. “Análisis Químico Cuantitativo” 3 ed, Reverté, Barcelona, 2007.

4. SKOOG, D.A. WEST, D.M. HOLLER F.J. y CROUCH S.R. “Fundamentos de

Química Analítica”, 8ed, Madrid: Thomson-Paraninfo, 2005.

5. FARCASIU, D.; GHENCIU, A. (1993) J. Am. Chem. Soc.115, 10901

6. LEVINE.R. (1993) J. Chem. Ed.70, 209.

22

TABLA DE RESULTADOS (para entregar al profesor una vez finalizada la práctica)

TITULACIONES POTENCIOMETRICA

DETERMINACIÓN ACIDO-BASE

Estudiantes:

________________________________

________________________________

________________________________

Estandarización de ácido clorhídrico:

Peso de Na2CO3 seco: ____________

ml HCl pH ml HCl pH ml HCl pH ml HCl pH

0 3,5

0,5 4,0

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

Complete con sus datos.

Estandarización de NaOH

Volumen de HCl: ____________

ml

NaOH

pH ml

NaOH

pH ml

NaOH

pH ml

NaOH

pH

0 3,5

0,5 4,0

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

Complete con sus datos.

Determinación acidez en la muestra

Volumen o peso de la muestra: ____________

ml

NaOH

E(V) ml

NaOH

E(V) ml

NaOH

E(V) ml

NaOH

E(V)

0 3,5

23

0,5 4,0

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

Complete con sus datos.

24

OBJETIVOS

I. Determinar la conductividad específica de algunas soluciones.

II. Determinar el punto final de titulaciones por conductimetría.

INTRODUCCIÓN

La conductancia de una solución, que es una medida del flujo de corriente que resulta de

la aplicación de una fuerza eléctrica dada, depende directamente del número de partículas

cargadas que contiene. Todos los iones contribuyen al proceso de conducción, pero la

fracción de corriente transportada por cada especie está determinada por su concentración

relativa y su movilidad inherente en el medio.

La ley de Ohm establece que la corriente i que fluye en un conductor es directamente

proporcional a la fuerza electromotriz aplicada E, e inversamente proporcional a la

resistencia

R i = E (1)

La conductancia L de una solución es la inversa de la resistencia eléctrica y tiene unidades

de ohm-1 [Ω-1] o siemens [S]. Es decir,

La conductancia es directamente proporcional a la sección transversal A e inversamente

proporcional a la longitud l de un conductor uniforme; entonces

lL = k ⋅ A (2)

donde k es una constante de proporcionalidad llamada conductancia específica o

conductividad. Si estos parámetros se expresan en centímetros, k es la conductancia de un

cubo de líquido de 1 cm de lado. Las unidades de la conductancia específica son Ω-1⋅cm-

1.

Titulaciones Conductimétricas

Durante el progreso de la neutralización, precipitación, etc., se pueden esperar, en general,

cambios en la conductividad y ello se puede emplear para determinar el punto final. Una

titulación conductimétrica implica la medición de la conductancia de la muestra luego de

sucesivos agregados de reactivo titulante. Se determina el punto final en un gráfico de

conductancia o conductancia específica en función del volumen de titulante agregado. En

PROGRAMA

DE QUÍMICA

TITULACIONES CONDUCTIMÉTRICAS

Elaborado por:

Sandra P. Castro N.

Revisado por:

Fecha última revisión

Julio 2011

25

general, las curvas de titulación se caracterizan por porciones de líneas rectas con

pendientes diferentes a cada lado del punto de equivalencia.

Determinación de la Constante de la Celda

Para muchas mediciones conductimétricas lo que se desea es la conductancia específica.

Esta cantidad se relaciona con la conductancia medida L por la relación entre la distancia

que separa los electrodos y su superficie. Esta relación tiene un valor fijo y constante para

una celda dada, y se conoce como constante de la celda K. La constante de la celda K =

l/A depende de la geometría de la celda. Su valor rara vez se determina directamente; en

lugar de ello, se evalúa midiendo la conductancia Ls de una solución cuya conductancia

específica ks es conocida. Comúnmente se eligen soluciones de cloruro de potasio con este

propósito. Una vez determinado el valor de esta constante, los datos de conductancia L

obtenidos con la celda se pueden convertir fácilmente en términos de conductancia

específica k usando la ecuación:

Control de Temperatura

Los cambios en las conductividades de iones diferentes de H+ y OH- tienen un promedio

aproximado del 2% por grado. Las conductividades de H+ y OH- tienen coeficientes de

temperatura más grandes (alrededor del 14% y 16%, respectivamente). Por lo tanto, se

requiere algún control de temperatura durante una titulación conductimétrica.

Frecuentemente,

Tabla 1. Relación de materiales y equipos

Material UM Cantidad

Vidrio reloj 2

Gotero 1

Plancha calentadora y agitadora 1

Pipeta graduada 10 ml 1

Pipeta volumétrica 10 ml 1

Pipeta volumétrica 25 ml 1

Bureta 25 ml 2

Pinza con nuez 2

Espátula 1

Vasos precipitado 250 ml 1

Vasos precipitado 100 ml 2

Vasos precipitado 30 ml 1

Conductímetro 1

Magneto 1

Matraz aforado 50 ml 1

Matraz aforado 25 ml 1

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