PRACTICA Nº 8

TITULO: PRECIPITACION Y FORMACION DE COMPLEJOS

PROFESORA: Ing. Tarcila Alcarras Alfaro

INTEGRANTES:ARTEAGA ARANGO, Rubén DaríoHUAUYA SANCHEZ, Crispín

I. OBJETIVOS. Preparar soluciones valoradas específicas para estas

volumetrías. Observar la técnica y procedimiento del método analítico de

volumetría de precipitación y de formación de complejos. Determinación cloruros de u na muestra y la dureza total y

cálcica en el agua potable. Entender los cálculos volumétricos en las mencionadas

volumétricas.

II. FUNDAMENTO TEORICO

2.1 VOLUMETRÍA DE PRECIPITACIÓN1. IntroducciónEn este curso se han visto numerosos ejemplos de reacciones de precipitación; muchas sirven para la identificación o separación de iones metálicos y algunas son utilizables en métodos gravimétricos; pero son muy escasas las reacciones de precipitación aptas para el desarrollo de métodos volumétricos. Las razones de esta falencia son dos:a. Las reacciones usadas en volumetría deben ser rápidas, alcanzando su equilibrio en forma casi instantánea; de otro modo la titulación se torna excesivamente lenta. Las reacciones de precipitación suelen completarse lentamente.b. Las reacciones usadas en volumetría deben ser estequiométricas; para que una reacción de precipitación sea estequiométrica no deben ocurrir fenómenos de coprecipitación en extensión apreciable. Los hidróxidos y óxidos metálicos recién precipitados suelen adsorber cantidades variables de iones OH-, S=, HS-,, y es común la precipitación simultánea de óxidos e hidróxidos o sulfuro y sulfuro ácido. Si no existe confianza acerca de cuantos moles de reactivo reaccionan por mol de analito, desarrollar un método volumétrico es imposible.Por estas razones los métodos volumétricos por precipitación son escasos, limitándose al uso de las reacciones del ión plata con halogenuros y con tiocianato.

Las titulaciones en donde ocurren reacciones químicas de precipitación no son tan numerosas en los análisis volumétricos, los ejemplos de estas valoraciones se limitan a la precipitación de aniones como los halógenos y el tío cianato con el ión plata, debido a la falta de indicadores adecuados y en algunos casos en la titulación de soluciones diluidas, la velocidad de reacciones demasiado lenta. Cuando las reacciones se aproximan al punto de equivalencia y el titulante se adiciona lentamente, no existe una sobresaturación elevada y la precipitación será muy lenta. Otra dificultad es que a la composición del precipitado no es totalmente conocido por los fenómenos de coprecipitación.

Las reacciones de volumetría por precipitación más importantes se efectúan con nitrato de plata como reactivo. Estos métodos que implican el uso de una solución valorada de nitrato de plata se llama métodos argentimetricos y se discutirán en detalle en este capítulo. Los principios generales, sin embargo, valen también para cualquier otro método por precipitación.

2.2 VOLUMETRIA DE FORMACIÓN DE COMPLEJOSGeneralmente los ligándoos poli dentados forman complejos metálicos más estables. El ácido etilendiaminotetracetico (EDTA) es el agente quelante más utilizado en química analítica, forma complejos estables de estequiométrica 1:1 con la mayoría de iones metálicos. Por titulación directa o por una secuencia indirecta de reacciones, virtualmente todos los elementos de la tabla periódica pueden determinarse con EDTA. Las constantes de formación dé la mayoría de complejos con EDTA son bastante grandes y que los valores tienden a ser mas grandes cuando los iones metálicos tienen sus mayores cargas iónicas positivas.

Las constantes de formación (Kf) de un complejo de metal-EDTA es la constante de equilibrio de la reacción:

La dureza total del agua, calcio y magnesio, se puede determinar por medio de una titulación directa con EDTA utilizando como indicador el negro ericromo T o la calmadita. Tal vez el complejo Ca2+ y el indicador es demasiado débil para que ocurra el cambio de color adecuado. Sin embargo el Mg2+ forma un complejo más estable que el calcio y se obtiene un punto de equivalencia mas apropiado en un amortiguador a pH 10 (Day)

Ciertas reacciones que forman compuestos de coordinación se pueden aplicar en volumetría.

Los compuestos de coordinación tienen un ión central, generalmente metálico, rodeado por un grupo de iones o moléculas llamados ligandos.

Los ligandos pueden ser monodentados (esto significa que forman compuestos con un solo enlace entre el ion metálico y el ligando) o polidentados. Entre los primeros se encuentran: amoníaco, cloruro, fluoruro, agua, cianuro. Entre los segundos se encuentran varios compuestos orgánicos, en particular, el ácido etilendiamintetraacético (EDTA).

La mayor parte de los agentes capaces de formar complejos con los metales lo hacen demasiado lentamente. Solo unos pocos (Monodentados como cloruro y cianuro y polidentados como el EDTA) reaccionan en forma suficientemente rápida como para poder ser de utilidad en volumetría.

Debe considerarse también la estequiometria de la reacción: así los ligandos monodentados tienen desventaja de reaccionar por etapas sucesivas en la forma:

L L

M + L ML ML2 ML3 ... MLn

donde M representa al ion metálico y L al ligando. En consecuencia durante la titulación coexisten varias especies y no se obtienen puntos finales netos.

El uso de estos ligandos está limitado a los casos de formación de complejos con relación L/M = 2, como en los casos de determinación de plata con cianuro y de cloruro con ion mercúrico. El EDTA y algunos otros ligandos polidentados forman complejos con relación L/M = 1 y en este caso el problema antes mencionado no existe.

El proceso está gobernado por el valor de la constante de estabilidad, cuanto más alto es este valor más cuantitativa será la reacción. Los ligandos polidentados forman complejos muy estables debido a que la estructura resultante tiene forma de anillo de 5 o 6 átomos (uno de los cuales es el ion metálico). Este tipo de compuesto de coordinación se llama quelato.

Las consideraciones anteriores muestran que los ligandos polidentados ofrecen ventajas como titulante en Química Analítica.

El principal y más conocido es el EDTA cuya estructura es: HOOC – H2C CH2 – COOH

\ / N - CH2 - CH2 – N / \ HOOC – H2C CH2 – COOH

La estructura del EDTA se puede indicar como H4Y, siendo Y4- el anión. Este reactivo es un ácido poliprótico: las primeras constantes corresponden a un ácido débil, (pK3 = 6.2, pK4 = 10.3). El reactivo analítico normalmente usado es la sal di sódica: Na2H2Y.2H2O.

El EDTA puede formar complejos entre pH 2 y 12 con mecanismos ligeramente diferentes según el pH del medio. La ecuación general es:

Mm + HnY(4-n) MY(4 – m) + n H+

Donde M representa a un ion metálico de carga m. Así por ejemplo, a pH inferior a 6 predominará la especie con n=2.

La constante de estabilidad “absoluta” del complejo formado, basada en :

es:

En la práctica de una titulación normalmente se estará en presencia de agentes complejantes auxiliares y en un medio de pH regulado; en consecuencia las concentraciones que figuran en el denominador de la ecuación anterior deben reemplazarse por los valores reales para ese medio y se tendrá así la llamada constante condicional o “aparente”, que es la que se debe tener en cuenta para las condiciones reales.

En la mayoría de las titulaciones con EDTA el punto final se pone de manifiesto por el viraje de un indicador métalo crómico (indicador de ion metálico). Estos indicadores son colorantes que pueden formar complejos coloreados con los iones metálicos, perceptibles cuando la concentración del metal sobrepasa un cierto valor. Uno de los más empleados es el Negro de Eriocromo T, que forma complejos coloreados con Mg, Ca, Zn, Mn y otros metales. Al indicador se lo puede simbolizar como H3Z; tiene distintos colores a diferentes valores de pH:

pH 5.3 a 7.3 pH 10.5 a 12.5

H2Z - HZ2- Z 3-

Rojo Azul Naranja

Entre pH 6 y 11 los complejos se forman según la ecuación:

HZ 2- + M 2+ MZ - + H+

Forma libre del indicador complejo metálico coloreado

Estos complejos metal-indicador tienen constantes de estabilidad de menor valor que la de los complejos metal-EDTA correspondientes. Entonces, cuando al final de la titulación se ha agregado una cantidad de EDTA equivalente a la del ion metálico, desplaza a éste de su complejo con el indicador y se produce el viraje:

HY3- + MZ - HZ 2- + MY2-

rojo azul En la práctica se hará una determinación de dureza de agua. Generalmente se acepta que la dureza es una característica del agua que representa la concentración total de iones Ca y Mg, y comúnmente se expresa en partes por millón de CaCO3. Se distingue la dureza temporaria, formada por los bicarbonatos de Ca y Mg y que por calentamiento precipitan, y la permanente formada por otras sales solubles de calcio y magnesio. A la suma de ambas se la llama dureza total.

En primer término se determinará la suma de Ca y Mg usando como indicador Negro de Eriocromo T y a continuación dureza debida a Ca, usando como indicador Murexida o Calcón en medio alcalino, de manera que el magnesio esté precipitado como hidróxido

III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

3.1. PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN VALORADA DE NITRATO DE PLATA

3.1.1. Se pesó con exactitud la cantidad necesaria de AgNO3 para preparar 250 mL de una solución 0.1 N y luego se paso a la bureta previamente enjuagada con la misma solución.

3.1.2. Luego se pesamos alrededor de 0.1 g de NaCl, previamente secada en estufa a 200ºC se le coloco la en un erlenmeyer y se disolvió con 40mL de agua destilada, luego lo agregamos 0.5 mL de K2Cr4 al 5% (P), como indicador.

3.1.3. Se prosiguió con la titulación hasta conseguir un color melón.3.1.4. Luego se realizo la titulación en blanco, empleando 40mL de

agua destilada, de la misma manera que la titulación de NaCl y corregimos el volumen de la titulación anterior.

3.1.5. Con estos datos, se determino la normalidad exacta de AgNO3.

3.2. DETERMINACIÓN DE CLORUROS EN EL AGUA POTABLE (METODO DE MOHR)

3.2.1. Se midió 100 mL de agua potable con una pipeta volumétrica y lo depositamos en un erlenmeyer, y se le agrego 0.5 mL de indicador cromato de potasio y 0.5g de NaHCO3.

3.2.2. Luego se prosiguió con la titulación , utilizando solución de AgNO3. valorada.

3.2.3. Luego se anoto el volumen gastado y calculamos la cantidad de cloruros en %(P) y ppm.

3.3. PREPARACIÓN DE SOLUCIÓN VALORADA DE edta 0.01,M

3.3.1. Se peso aproximadamente cerca de 1g de sal disodica EDTA, previamente secada a 70ºC y 0.025g de MgCl2.6H2O y se le deposito todo en un vaso de precipitado.

3.3.2. Se disolvió ambas sales con agua destilada y transferimos a una fiola de 1 litro, enrazamos y luego homogenizamos.

3.3.3. También se preparo la solución patrón de CaCO3, pesando con exactitud 0.2g de CaCO3 puro(grado patrón), secado previamente a 100ºC. lo disolvimos con agua en un vaso. Y le Agregamos gota a gota HCl (1:1) hasta que la solución sea clara, luego lo transferimos a una fiola de 250 mL, enrazamos y homogenizamos.

3.3.4. Se midió 25 mL de la solución de carbonato a un erlenmeyer, agregamos 3 mL de solución buffer de pH 10 y 3 gotas de indicador negro ericromo T.

3.3.5. Se titulo con la solución de EDTA hasta el cambio de color de rojo vino a azul cielo.

3.3.6. Ahora calculamos la concentración exacta del EDTA.

3.4. DETERMINACIÓN DE LA DUREZA TOTAL DEL AGUA POTABLE

3.4.1. Se midió 100 mL de agua potable a un erlenmeyer, agregamos 1.0 mL de solución buffer de pH 10 y 3 gotas de indicador negro ericromo T.

3.4.2. Titulamos con la solución de EDTA estándar.3.4.3. Determinamos la dureza del agua expresado en ppm de

CaCO3 y CaO.3.4.4. Ahora vamos a expresar el tipo de agua que tenemos en

ayacucho.

3.5. DETERMINACIÓN DE LA DUREZA CALCICA DEL AGUA POTABLE

3.5.1. Se midió 100 mL de agua potable a un erlenmeyer, agregamos 5 granillas de NaOH, para tener un pH aproximadamente de 12. y se disolvió completamente el NaOH.

3.5.2. Se uso como indicador una minima cantidad de ácido calcón carboxílico sólido.

3.5.3. Y lo titulamos con la solución de EDTA estándar hasta conseguir un color azul celeste.

3.5.4. Se determino la dureza calcica del agua expresado en ppm de CaCO3 y CaO.

3.5.5. Ahora calculamos la dureza magnésica.

IV. CALCULOS Y RESULTADOS.4.1. Preparación de una solución valorada de nitrato de plata.

Datos:V = 250mLC = 0.05NPM = 169.8664 g/mol = 1 eq/mol

Calculamos la Normalidad exacta del AgNO3

Hallando Pmeq

Ahora en ( )

Mesa MAgNO3 VAgNO3 Vblanco NAgNO3 VAgNO3/H2O %(P)Cl ppmCl1 0.1002 34.5 0.4 0.0497 1.40 0.10042 0.1010 34.4 0.3 0.0503 1.30 0.10123 0.1007 35.5 0.3 0.0486 1.40 0.100945 0.1034 34.8 0.2 0.0509 1.50 0.1036

0.1995

4.2. Determinación de cloruros en el agua potable. (método de MOHR)Datos:VH2O(potable) = 100mLVgastado de AgNO3 = 1.4mLT = 18 ºC

Ahora en la ecuación I hallamos para cada mesa.

Hallamos la masa total.mtotal = De tablasDensidad del agua a 18 ºC = 0.9998g/mL

mtotal = 0.9998

4.3. Preparación valorada de EDTA 0,01MDatos:m = 0.2002gV = 250mL

4.4. Determinación de la dureza total del agua.Calculo.

Calculo de la Dureza.

4.5. Determinación de la dureza cálcica del agua potable.

Dureza cálcica ppm

Mesa Vedta gastado MEDTA(mol/L) VEDTA/H2O Dza total mgCaCO3/H2O VEDTA/H2O Dza cálcica Dza magnesianana

1 28.6 0.00699 7.90 82,445 8.502 27.9 0.00717 8.10 72,139 4.203 26.2 0.00763 8.00 81,300 5.545 27.6 0.00725 8.50 5.3

0.00726

V. CUESTIONARIO

4.1. Analice los resultados de cada ensayo y aplique las reglas de manejo de datos dudosos en los casos que sean necesarios.

DETERMINAMOS LA PRECISIÓN EN LOS ENSAYOS REALIZADOS

a) Para la valoración de NAgNO3

Nº MESA NAgNO3 (N1-NProm.)2

1 0.0497 4.00x10-8

2 0.0503 1.60x10-7

3 0.0486 1.69x10-6

45 0.0509 1.00x10-6

NProm. 0.0499

b) Para la valoración de MEDTA(mol/L)

Nº MESA MEDTA(mol/L) (N1-NProm.)2

1 0.00699 7.29x10-8

2 0.00717 8.10x10-9

3 0.00763 1.37x10-7

45 0.00725 1.00x10-10

MProm. 0.00726

4.2. Determine la precisión de las determinaciones.

NAgNO3

MEDTA(mol/L)

4.3. Como prepara una solución buffer de pH 10, a partir de la solución concentrada de NH4OH y sal sólida de NH4Cl? Cálculos y técnica.

Teniendo como datos del frasco del NH4OH ℓ = 0.897g/mL

PM = 35,05(%P) = 28,5

4.4. ¿Por qué debe agregarse MgCl2 a la solución de EDTA?

La solución de EDTA en el momento de reaccionar presenta una coloración muy inestable por la presencia del calcio; así e necesario agregar MgCl2 para que la coloración perdure.

4.5. ¿Qué cuidados se debe tener en las valoraciones con EDTA?

El EDTA, ácido etilenodiaminotetracético, es con mucha diferencia el reactivo más usado en complejometría.

El EDTA, (HOOCCH2)2NCH2CH2N(CH2COOH)2, es poco soluble en agua. Su sal disódica, que es más soluble, es la que se usa como valorante.

Otros formadores de complejos que pueden usarse en complejometría pertenecen a la clase de los ácidos aminocarboxílicos o de las etilenoaminas.

Algunos de los ácidos aminocarboxílicos son análogos al EDTA, (HOOCCH2)2N-(CH2)nN(CH2COOH)2, con un valor de 3 a 5 para o. Sin embargo, al aumentar o el complejo se hace menos estable

4.6. ¿A que se refiere la dureza del agua? diga ventajas y desventajas.

En química, se denomina dureza del agua a la concentración de compuestos minerales, en particular sales de magnesio y calcio. Son éstas las causantes de la dureza del agua, y el grado de dureza es directamente proporcional a la concentración de sales metálicas

Algunos estudios han demostrado que hay una débil relación inversa entre la dureza del agua y las enfermedades cardiovasculares en los hombres, por encima del nivel de 170 mg de carbonato de calcio por litro en el agua. La organización mundial de la salud ha revisado las evidencias y concluyeron que los datos eran inadecuados permitir una recomendación para un nivel de la dureza.

Una revisión posterior por František Kožíšek, M.D., Ph.D. Instituto nacional de la salud pública, República Checa da una buena descripción del asunto, e inversamente al WHO, da algunas recomendaciones para los niveles máximos y mínimos el calcio (40-80 mg/l) y el magnesio (20-30 mg/l) en agua potable, y de una dureza total expresada como la suma de las concentraciones del calcio y del magnesio de 2-4 mmol/L.

VI. CONCLUSIONES.

En esta práctica llegamos a conocer que el agua potable que consumimos a diario contiene metales pesados y entre ellos metales como magnesio y calcio que en un mayor porcentaje es dañino; todos los datos trabajados no se rechazaron; eso quiere decir que estuvimos en los márgenes de precisión; el método de mohr es muy usado para la determinación de dureza del agua.

La determinación de calcio total incluye también la cantidad de magnesio que se forma por ser menos estable que todos los cationes multivalentes en el cual se puede determinar con sustracción de la dureza del calcio a la dureza total del agua.

Al titular una muestra donde no se conoce las especies iónicas que existen en la muestra, se debe establecer el pH en un punto específico con una solución reguladora, para que no interfieran iones diferentes a los del estudio al titular con EDTA

VII. BIBLIOGRAFIA:

H:\informacion bajados del internet\Dureza del agua - Wikipedia, la enciclopedia libre.mht 07/07/11

H:\informacion bajados del internet\TEMA 11 VOLUMETRÍA DE PRECIPITACIÓN Y FORMACIÓN DE COMPLEJOS.mht 07/07/11