Guía de Laboratorio Segundo Cuatrimestre...

Química Analítica

Guía de Laboratorio

Segundo Cuatrimestre 2016

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Química Analítica - Régimen de Aprobación

La aprobación de los TP del curso cuenta de 3 instancias: las Prácticas de Laboratorio, el

parcial de Laboratorio y los 2 parciales de Problemas.

1) Prácticas de laboratorio:

1.1 Determinación analítica: En aquellas prácticas en las que se dan muestras incógnitas

se evaluará la exactitud del resultado entregado. Este resultado deberá estar informado en

las unidades que se correspondan con la práctica realizada y no en el parámetro primario

del cual se calculan los resultados (p.ej masa, volumen, absorbancia, etc.). Se

recomienda fuertemente buscar en bibliografía, previo a cada determinación, como

convertir los parámetros primarios en el resultado a entregar y cómo evaluar los

errores en la emisión del resultado. Para las gravimetrías se considerará aprobado el TP

si el resultado difiere en no más del 1% del valor correspondiente a la muestra. Para las

volumetrías este error podrá ser de hasta el 3% y en las prácticas instrumentales de hasta

el 5%.

Las determinaciones analíticas de muestras incógnitas de este año:

TP3 - Valoración de ácido fosfórico - resultado al 3%

TP4 – Asignar correctamente ambas mezclas recibidas.

TP5 - Gravimetría de sulfato de bario - resultado al 1%

TP6 - Argentimetría - resultado al 3%

TP7 - Complejometría - resultado al 3%

TP8 – Redox - resultado al 3%

TP9 - Análisis con disgregación – aprobación del informe

Tp 10 – Espectrofotometría – aprobación del informe

TP11 - Determinación de Quinina – aprobación del informe

La entrega de los resultados deberá ser antes de la finalización del turno. A partir de ese

momento, el resultado no podrá ser entregado y la práctica deberá recuperarse.

Pueden recuperarse un máximo de 2 prácticas antes del primer parcial y de 1 práctica

antes del segundo parcial.

1.2 Informe: Salvo en los TP que así lo aclaren expresamente, los informes deberán ser

concisos y contener las magnitudes primarias medidas (p. ej. masa, volumen) y los

resultados obtenidos, con el error en los casos en que se pueda determinar.

No deben contener introducciones teóricas ni demás material superfluo. Deben estar

pensados como un informe técnico que se entrega para dejar constancia de un resultado.

2) Examen de Laboratorio:


Se realizará al final del cuatrimestre y se dispondrá de una fecha de recuperación. Se

evaluará la destreza práctica en el laboratorio (a través de una determinación que no

contara con guía) y el conocimiento de las técnicas de laboratorio y los principios

implicados en ellas. Se aprueba con 55 puntos y contará con un recuperatorio al final del

cuatrimestre.

3) Parciales de Problemas:

Los parciales de problemas son 2. En ellos se evaluará la capacidad de resolver

problemas, tanto numéricos como de concepto, y los principios implicados en dichas

resoluciones. Se aprueban con 55 puntos y ambos pueden recuperarse al final del

cuatrimestre.


Seguridad en el laboratorio Las medidas de Seguridad en Laboratorios son un conjunto de normas preventivas destinadas a proteger la salud de los que allí se desempeñan frente a los riesgos propios derivados de la actividad, para evitar accidentes y contaminaciones tanto dentro de su ámbito de trabajo, como hacia el exterior. Las reglas básicas aquí indicadas son un conjunto de prácticas de sentido común realizadas en forma rutinaria. El elemento clave es la actitud proactiva hacia la seguridad y la información que permita reconocer y combatir los riesgos presentes en el laboratorio. Será fundamental la realización meticulosa de cada técnica, pues ninguna medida, ni siquiera un equipo excelente puede sustituir el orden y el cuidado con que se trabaja. 1- Se deberá conocer la ubicación de los elementos de seguridad en el lugar de trabajo, tales como: matafuegos, salidas de emergencia, mantas ignífugas, lavaojos, gabinete para contener derrames, accionamiento de alarmas, etc. 2- No se permitirá comer, beber, fumar o maquillarse. 3- No se deberán guardar alimentos en el laboratorio, ni en las heladeras que contengan reactivos. 4- Se deberá utilizar vestimenta apropiada para realizar trabajos de laboratorio y cabello recogido (guardapolvo preferentemente de algodón y de mangas largas, zapatos cerrados, evitando el uso de accesorios colgantes). 5- Es imprescindible mantener el orden y la limpieza. Cada persona es responsable directa de la zona que le ha sido asignada y de todos los lugares comunes. 6- Las manos deben lavarse cuidadosamente después de cualquier manipulación de laboratorio y antes de retirarse del mismo. 7- Se deberán utilizar guantes apropiados para evitar el contacto con sustancias química o material biológico. Toda persona cuyos guantes se encuentren contaminados no deberá tocar objetos, ni superficies, tales como: teléfono, lapiceras, manijas de cajones o puertas, cuadernos, etc. 8- No se permitirá pipetear con la boca. 9- No se permitirá correr en los laboratorios. 10- Siempre que sea necesario proteger los ojos y la cara de salpicaduras o impactos se utilizarán anteojos de seguridad, viseras o pantallas faciales u otros dispositivos de protección. Cuando se manipulen productos químicos que emitan vapores o puedan provocar proyecciones, se evitará el uso de lentes de contacto. 11- No se deben bloquear las rutas de escape o pasillos con equipos, máquinas u otros elementos que entorpezcan la correcta circulación. 12- Todo material corrosivo, tóxico, inflamable, oxidante, radiactivo, explosivo o nocivo deberá estar adecuadamente etiquetado. 13- No se permitirán instalaciones eléctricas precarias o provisorias. Se dará aviso inmediato a la Secretaría Técnica en caso de filtraciones o goteras que puedan afectar las instalaciones o equipos y puedan provocar incendios por cortocircuitos (Interno 355). 14- Se requerirá el uso de mascarillas descartables cuando exista riesgo de producción de aerosoles (mezcla de partículas en medio líquido) o polvos, durante operaciones de pesada de sustancias tóxicas o biopatógenas, apertura de recipientes con cultivos después de agitación, etc. 15- Las prácticas que produzcan gases, vapores, humos o partículas, aquellas que pueden ser riesgosas por inhalación deben llevarse a cabo bajo campana. 16- Se deberá verificar la ausencia de vapores inflamables antes de encender una fuente de ignición. No se operará con materiales inflamables o solventes sobre llamas directa o cerca de las mismas. Para calentamiento, sólo se utilizarán resistencias eléctricas o planchas calefactoras blindadas. Se prestará especial atención al punto de


inflamación y de autoignición del producto. 17- El material de vidrio roto no se depositará con los residuos comunes. Será conveniente ubicarlo en cajas resistentes, envuelto en papel y dentro de bolsas plásticas. El que sea necesario reparar se entregará limpio al taller. 18- Será necesario que todo recipiente que hubiera contenido material inflamable, y deba ser descartado sea vaciado totalmente, escurrido, enjuagado con un solvente apropiado y luego con agua varias veces. 19- Está prohibido descartar líquidos inflamables o tóxicos o corrosivos o material biológico por los desagües de las piletas, sanitarios o recientes comunes para residuos. En cada caso se deberán seguir los procedimientos establecidos para la gestión de residuos. Consultar al Servicio de Higiene y Seguridad (Interno 275). 20- Cuando sea necesario manipular grandes cantidades de materiales inflamables (más de 5 litros.) deberá tenerse a mano un extintor apropiado para ese material en cuestión. 21- Cuando se trasvase material combustible o inflamable de un tambor a un recipiente más pequeño, realice una conexión con una cadena del tambor a tierra y con otra entre el tambor y el recipiente de manera de igualar potenciales y eliminar la posible carga estática. 22- Al almacenar sustancias químicas considere que hay cierto número de ellas que son incompatibles pues almacenadas juntas pueden dar lugar a reacciones peligrosas. Ante dudas consultar al Servicio de Higiene y Seguridad (Interno 275). 23- No almacene en estantes sobre mesadas sustancias corrosivas, hágalo en estantes bajo mesadas y en caso de ácidos o álcalis concentrados (mayor de 2N) deben ser mantenidas dentro de lo posible en bandejas de material adecuado. 24- Los cilindros de gases comprimidos y licuados deben asegurarse en posición vertical con pinzas, grampas y correas o cadenas a la pared en sitios de poca circulación, protegidos de la humedad y fuentes de calor, de ser posible en el exterior. 25- Los laboratorios contarán con un botiquín de primeros auxilios con los elementos indispensables para atender casos de emergencia. 26- Se informará al Dpto. de Seguridad y Control cuando se necesiten dejar equipos funcionando en ausencia del personal del laboratorio. ¡Recuerde!: USTED también es responsable de la seguridad en su lugar de trabajo.

Procedimientos ante emergencias:

Emergencias médicas Si ocurre una emergencia tal como: cortes o abrasiones, quemaduras o ingestión accidental de algún producto químico, tóxico o peligroso, se deberá proceder:

1- A los accidentados se les proveerán los primeros auxilios.

2- Simultáneamente se tomará contacto con el Servicio Médico (Interno 482), o al

Servicio Médico de Deportes (4784-4351 / 3948)

3- Avise al Jefe de Laboratorio o autoridad del Departamento, quienes solicitarán

asistencia de la Secretaría Técnica (interno 380) para que envíen personal del Dpto.. de Mantenimiento, Seguridad y Control o Servicios Generales según correspondan.

4- El Jefe de Departamento notificará el accidente al Servicio de Higiene y Seguridad

para su evaluación e informe, donde se determinarán las causas y se elaborarán las propuestas para modificar dichas causas y evitar futuras repeticiones.

5- Centros para requerir ayuda médica:


S.A.M.E. Teléfono 107 Hospital Pirovano Av. Monroe 3555 Tel.4542-5552 / 9279 INTOXICACIONES: Hospital de Niños. Dr. R. Gutiérrez Sánchez de Bustamante 1399. Capital Federal. Tel: 4962-6666. Hospital de Niños. Dr. P. de Elizalde Av. Montes de Oca 40 Tel. 4307-7491 Toxicología 4300-2115 QUEMADURAS: Hospital de Quemados P.Goyena 369 Tel. 4923-4082 / 3022 OFTALMOLOGÍA Hospital Santa Lucía San Juan 2021 Tel. 4941-7077 Hospital Dr. P. Lagleyze Av. Juan B. Justo 4151 Tel. 4581-0645 / 2792 Incendio: 1- Mantenga la calma. Lo más importante es ponerse a salvo y dar aviso a los demás. 2- Si hay alarma, acciónela. Si no grite para alertar al resto. 3- Se dará aviso inmediatamente al Dpto. de Seguridad y Control (Interno 311) informando el lugar y las características del siniestro. 4- Si el fuego es pequeño y sabe utilizar un extintor, úselo. Si el fuego es de consideración, no se arriesgue y manteniendo la calma ponga en marcha el plan de evacuación. 5- Si debe evacuar el sector apague los equipos eléctricos y cierre las llaves de gas y ventanas. 6- Evacúe la zona por la ruta asignada. 7- No corra, camine rápido, cerrando a su paso la mayor cantidad de puertas. No utilice ascensores. Descienda siempre que sea posible. 8- No lleve consigo objetos, pueden entorpecer su salida. 9- Si pudo salir por ninguna causa vuelva a entrar. Deje que los equipos especializados se encarguen.

Teléfonos útiles BOMBEROS Teléfono 100 DIVISIÓN CENTRAL DE ALARMA: 4381-2222 / 4383-2222 / 4304-2222. CUARTEL V DE BELGRANO: Obligado 2254 Capital Tel. 4783-2222 BOMBEROS DE VICENTE LÓPEZ Av. Maipú 1669 Vicente López. Tel. 4795-2222 BOMBEROS DE SAN ISIDRO: Santa Fe 650 Martínez. Tel. 4747-2222 Derrame de productos químicos 1- Atender a cualquier persona que pueda haber sido afectada. 2- Notificar a las personas que se encuentren en las áreas cercanas acerca del derrame. Coloque la cinta de demarcación para advertir el peligro. 3- Evacuar a toda persona no esencial del área del derrame. 4- Si el derrame es de material inflamable, apagar las fuentes de ignición, y las fuentes de calor. 5- Evite respirar los vapores del material derramado, si es necesario utilizar una máscara respiratoria con filtros apropiados al tipo de derrame. 6- Ventilar la zona. 7- Utilizar los elementos de protección personal tales como equipo de ropa resistente a ácidos, bases y solventes orgánicos y guantes. 8- Confinar o contener el derrame, evitando que se extienda. Para ello extender los


cordones en el contorno del derrame. 9- Luego absorber con los paños sobre el derrame. 10- Deje actuar y luego recoger con pala y colocar el residuo en la bolsa roja y ciérrela. 11- Comuníquese con el Servicio de Higiene y Seguridad para disponer la bolsa con los residuos. 12- Si el derrame es de algún elemento muy volátil deje dentro de la campana hasta que lo retire para su disposición. 13- Lave el área del derrame con agua y jabón. Seque bien. 14- Cuidadosamente retire y limpie todos los elementos que puedan haber sido salpicados por el derrame. 15- Lave los guantes, la máscara y ropa.

------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Declaro haber leído las medidas de seguridad que aparecen en la guía de Trabajos

Prácticos de Química Analítica bajo los títulos SEGURIDAD EN EL LABORATORIO y

PROCEDIMIENTOS ANTE EMERGENCIAS.

Fecha: ………………………..

Firma: ………………………...

Aclaración: ………………….........

L.U. Nº: ………………………

Turno de Laboratorio: ……………………..


TRABAJO PRÁCTICO N°1A CALIBRACIÓN DE MATERIAL

Al finalizar esta práctica el estudiante debería ser capaz de:

Comprender el concepto de calibración, y su importancia en el trabajo experimental en química.

Adquirir destrezas básicas relacionadas con la calibración del material de trabajo del laboratorio

Manejar las técnicas estadísticas mínimas ligadas a la calibración.

Parte experimental 1.- Pesado de material. Asegúrese que antes de realizar las mediciones experimentales usted sea capaz de: 1) Entender el concepto de calibración 2) Definir precisión y exactitud y entender la diferencia entre ambos conceptos 3) Conocer los cuidados mínimos que requiere el trabajo con una balanza analítica. 4) Conocer la rutina de trabajo para realizar la pesada correcta de objetos. Los puntos 3 y 4 serán discutidos previamente con los docentes.

1.1 Procedimiento 1.1.1 Medición de un patrón único

Identifique la balanza con la que realizará la pesada de acuerdo con el número que

ésta tiene asignado y el número de su cajón. Cajones terminados en 1 y 9 BALANZA A (1) Cajones terminados en 2 y 0 BALANZA B (2) Cajones terminados en 3 y 6 BALANZA C (3) Cajones terminados en 4 y 5 BALANZA D (4) Cajones terminados en 7 BALANZA E (5) Cajones terminados en 8 BALANZA F (6)

Solicite al docente el objeto que será pesado. Anote los valores que resulten de 10 pesadas sucesivas (retirando y volviendo a

colocar el objeto en el platillo de la balanza en cada caso) Pase los datos a la planilla de cálculo general del turno.

1.1.2 Análisis de datos


En la primera parte del TP (primer día) se hará el análisis solamente sobre las mediciones individuales y durante el turno. La estadística comparando con los demás datos se hará en la segunda parte de la práctica (TP1B)

- Con los datos propios, obtenga el promedio, la mediana y los desvíos estandar

muestral (sn-1) y poblacional ( ). - Determine el peso del objeto con un intervalo de confianza del 90, 95 y 99% utilizando

el estadístico t

2.- Material Volumétrico. En esta sección se deberán manejar una serie de conceptos teóricos y prácticos previos, para lo que se realizará una discusión previa con los docentes. Preste mucha atención y participe activamente en la charla. Asegúrese que antes de realizar las mediciones experimentales usted sea capaz de:

Entender la importancia de la calibración del material de vidrio en el laboratorio Reconocer la diferencia entre los distintos tipos de material de vidrio Conocer los cuidados que requiere el uso de cada tipo de material. Manejar adecuadamente las técnicas de carga y descarga de cada uno de los

materiales seleccionados. (Practique varias veces antes de realizar las medidas)

2.1 Procedimiento Se trabajará en grupos de acuerdo con las indicaciones del docente.

2.1.1 Material necesario Cada grupo realizará la calibración del material que sigue, pero cada integrante debe calibrar su propio material:

Pipeta Graduada de 10 mL Pipeta aforada de 10 mL

2.1.2 Medición La calibración se realizará individualmente. Cada estudiante utilizará la balanza que corresponda a su cajón (que será la misma que utilizó en la primera parte del TP), para pesar los volúmenes de descarga de cada uno de los materiales. Este volumen de descarga será siempre de 10 mL. Para cada elemento a calibrar se repetirá la medida de la descarga diez veces. Una vez que tenga los datos páselos a la planilla de cálculo general del turno. Nota: El docente podrá determinar (si hay tiempo disponible) que se haga la misma operatoria usando una probeta, cargando 10 mL.


2.1.3 Análisis de los datos

Evaluar la exactitud y la precisión del volumen nominal de cada uno de los elementos calibrados. Determinar si es preciso aplicar un factor de corrección sobre dicho volumen nominal. Esto es muy importante para las siguientes prácticas, dado que se utiliza siempre el mismo material.

Determinar si existen diferencias significativas entre los volúmenes descargados por material volumétrico de diferente tipo e idéntico volumen nominal (por ej, pipeta graduada y pipeta aforada de 10,00 mL).

Discuta la precisión y exactitud del volumen nominal para cada uno de los materiales empleados. Analice como afectará a las medidas que realice.

Evalúe la necesidad de utilizar uno u otro en función de la técnica a utilizar (por ej., medición del volumen de muestra, adición de reactivo en exceso, etc.).

3.- Informe El informe se realizará luego de la segunda parte de la práctica.


TRABAJO PRÁCTICO N°1B ESTADISTICA DE LAS MEDICIONES

Al finalizar esta práctica el estudiante debería ser capaz de:

Manejar fluidamente las técnicas estadísticas de rutina ligadas a la calibración. Determinar las incertidumbres asociadas a los procedimientos de medición. Discernir entre las diversas fuentes de error Encontrar métodos para reducir el error asociado a una medición experimental.

1.1 Procedimiento Se utilizarán los datos provenientes de los 3 turnos de TP de laboratorio, los cuales

estarán disponibles en planillas Excel, ordenadas por número de cajón, numero de

balanza y numero de turno.

1.1.1 Estadística del patrón único

- Con los datos de todos los turnos que hayan usado la misma balanza que Ud. calcule el promedio, la mediana y los desvíos estandar muestral (sn-1) y poblacional

( ), y determine el peso del objeto patrón con una confianza del 95% utilizando el estadístico t. - haga un histograma que tenga entre 7 y 11 bandas de pesada. - Repita los dos procedimientos anteriores (valores e histograma) con los datos de todo el turno. - Analizando posibles datos anómalos, equivocaciones en la planilla, etc. determine el valor más probable del peso del objeto patrón.

Determinación de la incertidumbre del operador y el instrumento - Agrupe los datos por operador. Obtenga para cada operador el promedio y el desvío estándar. ¿ Existe relación entre la imprecisión del operador y la distancia del valor obtenido con el peso más probable ? - Agrupe los datos por balanza. Obtenga para cada balanza el promedio y el desvío estándar. ¿ Existe relación entre la imprecisión de la balanza y la distancia del valor obtenido con el peso más probable ? - A partir de los resultados obtenidos intente distinguir la incertidumbre relativa al operador de aquella relativa a la balanza.


1.1.2 Estadística del material volumétrico La medición del material volumétrico tiene 2 diferencias sustanciales con la medición del patrón de la parte 1.1.1, ellas son: a) En el procedimiento no solo se pesa sino que se efectúa un "pipeteo" que tiene asociado un error, generalmente mucho mayor que el de la pesada. b) No se utilizó un patrón, sino el material de vidrio de cada cajón, el cual puede tener diferentes volúmenes reales. Para estimar los errores debidos a la volumetría consideraremos que el error de pesada (absoluto) se conserva respecto del obtenido en el punto anterior. Determinación de la incertidumbre del operador. - Para cada una de las mediciones (pipeta graduada, pipeta aforada, etc.), agrupe los datos por operador. - Obtenga para cada operador el promedio y el desvío estándar. - Utilizando los valores de los otros 2 turnos (mismo cajón, diferente operador), compare los valores obtenidos. Tenga en cuenta que utilizaron la misma balanza y el mismo material volumétrico que Ud. ¿ Existe relación entre la imprecisión del operador y la distancia del valor obtenido con el valor más probable ? - utilizando la totalidad de los valores de todos los turnos, intente identificar las diferencias en precisión de los elementos volumétricos utilizados.


TRABAJO PRÁCTICO Nº 2

MUESTREO EN QUÍMICA ANALÍTICA

Objetivos

Realizar un muestreo estadísticamente representativo en muestras sólidas heterogéneas.

Comprender la influencia de la toma de muestra en el resultado de un análisis.

Discutir la varianza de muestreo en relación a la del método analítico.

Introducción

Los cursos introductorios de química estudian principalmente el uso exacto de

determinados métodos analíticos (uso del material volumétrico, de instrumental como la

balanza y el espectrofotómetro, etc.). Si se utilizan adecuadamente, estos métodos ofrecen

una exactitud y precisión en la determinación muy por debajo de 0,5% respecto del valor

real del analito a cuantificar. En general, las prácticas de laboratorio se centran en el

análisis de una muestra desconocida pero bien definida, tal como lo es una solución

homogénea. Sin embargo, en la vida real, el análisis presenta desafíos adicionales. Tanto

la recolección de la(s) muestra(s) (muestreo propiamente dicho) como los pasos de

preparación de la(s) muestra(s) también son importantes en la determinación analítica. De

hecho, la incertidumbre final se encuentra a menudo más limitada por problemas con el

muestreo o la preparación de la muestra que por el análisis de la muestra ya preparada. Si

las muestras recogidas son del tipo o tamaño incorrecto, incluso el mejor de los análisis de

laboratorio de las muestras no puede ser capaz de contestar correctamente la pregunta

que ha inspirado el análisis.

La incertidumbre global (representado por total ó 2 total) está compuesta por las

contribuciones aditivas de muestreo, preparación de muestra y medición analítica:

2

medición

2

npreparació

2

muestreo

2

total σσσσ

Las tres contribuciones son potencialmente importantes y la mayoría de los estudios

analíticos se diseñan para reducir al mínimo cada una de ellas. Las muestras

heterogéneas proporcionan los mayores retos de muestreo, siendo no trivial la obtención

de muestras representativas a partir de estos sistemas. Considere, por ejemplo, la

posibilidad de analizar la suciedad del piso. La composición varía considerablemente en

distancias pequeñas, con la profundidad como otra variable importante. De la misma

forma, las mediciones de partículas contaminantes de los vehículos con motor de

combustión muestran una fuerte dependencia de la distancia entre la zona de muestreo y

el centro de una avenida, así como también de la profundidad en el suelo a la que se toma

la muestra. Por otro lado, recolectar muestras representativas de fluidos como aire o agua

es más fácil que para sólidos, aunque también puede existir una gran variación con el lugar


y el momento de muestreo (no es lo mismo muestrear agua en el centro de un lago al

mediodía, que hacerlo en la costa a la medianoche).

La preparación de la muestra puede introducir variabilidad adicional. Por ejemplo, en las

digestiones con ácido y calentamiento que se utilizan a menudo para disolver sólidos poco

solubles o para mineralizar los componentes orgánicos; las pérdidas inespecíficas de

materiales (salpicaduras) y/o la evaporación parcial del analito resultan problemas

importantes.

Por supuesto, el proceso de medición en sí mismo también aporta incertidumbre en la

medición, incluso cuando se esté utilizando la mejor de las técnicas. Tanto la química

húmeda (principalmente, volumetrías) como las técnicas instrumentales poseen

incertidumbres de medición.

¿Cuáles son los objetivos y principios de muestreo? Considere la siguiente lista,

recordando que la experiencia y el sentido común siempre son parte de una experiencia

analítica exitosa.

1. La obtención de una muestra representativa. La muestra representa una “población” que es mucho más grande, y debe replicar fielmente la composición química de dicha población. La elección de muestras adecuadas puede llegar a ser difícil. Por ejemplo, considere una muestra segregada o estratificada. ¿Se debe tomar toda la muestra, o muestras por separado de cada capa? Por lo general, los estratos se muestrean por separado de ser posible. Pero muy a menudo las capas no se pueden visualizar a simple vista y las opciones incluyen un muestreo ciego con un mezclado completo o se muestrea el interior del sólido a ciegas. ¿Los tamaños relativos de las capas hacen una diferencia? ¡Sí! Las estimaciones de los tamaños relativos de las diferentes capas es algo que debe considerarse e incluirse en los cálculos, así como también asegurar que el número de muestras de cada capa sea proporcional al tamaño de la capa. Los problemas más difíciles de muestreo ocurren cuando se debe muestrear un número pequeño de partículas.

2. La obtención de una muestra homogénea. En algún momento anterior al del análisis, el tamaño de la muestra suele reducirse para montar el experimento o insertar la muestra en un instrumento. Antes de ese paso de reducción del tamaño de la muestra, ésta debe ser completamente homogeneizada (y a menudo, reducida a pequeñas porciones, especialmente cuando se evidencian tamaños de partículas variados).

3. El muestreo debe incluir una toma de porciones aleatorias de la población. Tanto la recolección inicial de la muestra y eventuales reducciones de tamaño de la misma que se efectúen posteriormente deben responder a un proceso de selección aleatoria (deben ser al azar). Por lo general, la muestra o las regiones de una muestra se dividen en una serie de zonas reales o imaginarias, donde se dibujan porciones que llevan a la creación de la porción de muestra más pequeña. A menudo, las zonas concretas en las que se toman muestras de la población son elegidas por un generador de números aleatorios. Tal combinación de muestras se denomina muestra compuesta. Las zonas combinadas pueden ser diferentes partes físicas de una muestra grande, o muestras de una misma región pero tomadas en diferentes momentos (por ejemplo, muestras de aguas residuales que fluyen una vez cada 15 minutos en un período de 24 horas).


4. Toma de muestras y manipulación de las muestras no deben cambiar las

concentraciones de analito. Factores tales como la adsorción del analito a las paredes

del recipiente, la descomposición del analito catalizada por la luz, el oxígeno, la

humedad o los componentes del recipiente, la evaporación del analito, la contaminación

de la muestra durante el muestreo o el pre tratamiento (por ejemplo, la contaminación

por los materiales en un recipiente, un instrumento de muestreo, etc.), y muchos otros

ejemplos más, deben ser considerados. A menudo, estas consideraciones conllevan a

un análisis rápido después del muestreo, en cuestión de días o incluso horas.

Parte experimental

1.- Muestra sintética

1.1 Instrumental

- Vasos de precipitados de 25, 50 y 100 mL. - Bandeja de plástico.

1.2 Reactivos

Muestra “sintética” de esferas de plástico (pedir a los docentes). A efectos del experimento,

los colores se utilizan para ilustrar diferentes productos químicos en una mezcla sólida. Las

esferas son inofensivas, sin importar qué tipo de compuesto representa. Todas las esferas

tienen el mismo tamaño y masa. Así, los porcentajes en número, peso y volumen son

coincidentes. Las esferas fucsia representan el principio activo de un medicamento, las

esferas verdes el estabilizante del medicamento, las esferas azules un subproducto de la

síntesis del remedio que es perjudicial a concentraciones por encima de una concentración

fraccional de 0,10 y las esferas amarillas a la matriz sólida (excipiente inocuo) en la cual

que se comercializa el medicamento.

1.3 Procedimiento

1. Trabajar en un equipo de dos estudiantes, tomar un dispenser con una muestra mixta

de esferas, y una bandeja plana para realizar el conteo. Describir la muestra en forma

cualitativa.

a. Mezclar las esferas, agitando el recipiente que las contiene antes de realizar cada

toma de muestra.

b. Tomar una muestra al azar con el vaso de precipitados de 25 mL. Llenar al ras,

evitando que se desborde la muestra.

c. Volcar su muestra en la bandeja. Registrar el número de esferas de cada color.

d. Retornar las esferas en el contenedor original y homogeneizar su contenido.

e. Repita los pasos a) a d) nueve veces más.


f. Repita los pasos a) a e) dos veces más, una vez con un vaso de precipitados de

50 mL, y una vez con un vaso de precipitados de 100 mL. Tendrá un total de 30

conjuntos de muestras de contado, diez para cada tamaño de la muestra, vuelque

los datos en la Tabla 1.

Vaso de 25 mL Vaso de 50 mL Vaso de 100 mL

N AM F V AZ AM F V AZ AM F V AZ

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

Tabla 1. AM, F, V, AZ representan las esferas amarillas, fucsias, verdes y azules.

g. Asegúrese de que todas las esferas sean devueltas al envase original, y retornar

los recipientes que son de la materia a los docentes. No intercambie su muestra

con otro grupo, no pierda esferas.

2. Haga una copia de la tabla con los datos de su grupo al finalizar la sección 1 y

entréguela a los docentes; los mismos serán analizados en conjunto con los datos de todo

el turno de laboratorio (ver ítem 3 de “Tratamiento de resultados”).

1.4 Tratamiento de resultados

1. Complete la tabla 2 utilizando los datos recogidos en la Tabla 1. Calcule los parámetros

estadísticos indicados, utilice para tal fin un programa adecuado. Recuerde que para cada

tamaño de muestra (tamaño del vaso), debe combinar las diez mediciones individuales

realizadas.

Comente la tendencia general observada y compare sus resultados con la composición

real de la muestra proporcionada por los docentes.

2. Ahora observe y compare los datos de laboratorio combinados (se le suministrarán

oportunamente). ¿Es la tendencia más definida cuanto mayor es el número de medidas

consideradas?

3. Discuta la respuesta a la pregunta "¿Se encuentra la concentración del subproducto

tóxico, representada por las esferas azules, en un nivel nocivo?" Recuerde que el


significado del intervalo de confianza se traduce en "Estamos 95% seguros de que el valor

real cae en este intervalo." ¿Cómo afecta eso a la conclusión de su medición con respecto

a informar si es o no "perjudicial"?

Vaso de 25 mL Vaso de 50 mL Vaso de 100 mL

N xAM xF xV xAZ xAM xF xV xAZ xAM xF xV xAZ

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

Parámetros estadísticos

SD%

SDR%

IC

Tabla 2. xi: concentración fraccional de esferas i en la muestra. : Media porcentual ( *100). SD%:

desviación estándar de la muestra (SD*100). SDR%: desviación estándar relativa porcentual (SDR*100). IC:

Intervalo de confianza al 95 %.

4. Cuantitativamente, el (porcentaje de desviación estándar relativa)2 x (# esferas en una

muestra) debe ser una constante para un analito específico (llamada constante de

muestreo de Ingamells). Estimar esta constante primero, mediante el cálculo de la

constante para cada tamaño de la muestra, y luego promediando los tres valores para

obtener una estimación global. A continuación, utilizar esta constante para predecir el

tamaño de la muestra (# de esferas) que deben utilizarse para obtener una SDR% del 1%.

2.- Muestra incógnita

2.1 Instrumental

- Vidrio de reloj/superficie lisa de vidrio, - Espátula, - Pipeta aforada de 5 mL, - Vasos de precipitados, - Balanza Analítica, - Espectrofotómetro

- Cubetas de vidrio/plástico

2.2 Reactivos

Muestra sólida incógnita compuesta por:

- NaCl - CoSO4.7H2O


2.3 Procedimiento

2.3.1 Curva de Calibración

El cálculo de la concentración del ión Co(II) se llevará a cabo a través de un método

espectrofotométrico. Para ello, usted deberá realizar una curva de calibración adecuada.

1. Prepare las diluciones (mínimo 5) que considere necesarias en el rango de

concentraciones de 1×10-2 M a 1×10-1 M en CoSO4.7H2O. Recuerde utilizar material

volumétrico aforado. Consultar con los docentes, algunas comisiones realizaran la misma

curva en presencia de NaCl constante.

2. Obtenga el espectro de absorción, y determine la longitud de onda correspondiente al

máximo valor de absorbancia ( máx).

3. Mida la absorbancia de las soluciones preparadas en el punto 1 a máx.

4. Realice la curva de calibración y obtenga la relación que vincula la absorbancia con la

concentración del ión Co(II) utilizando un programa adecuado.

2.3.2 Muestreo y determinación de concentración incógnita

1. Pesar aproximadamente 5 a 6 g de la mezcla de CoSO4/NaCl suministrada por los

docentes. Verter la muestra en un vidrio de reloj grande, y darle forma de torta. Dividir la

misma en cuatro cuadrantes iguales y descartar dos cuadrantes diametralmente opuestos

mezclando los dos cuadrantes restantes. Este proceso se denomina "apilar y cuartear" y

está diseñado para separar una muestra sin tener un sesgo en la distribución de tamaños

de partículas en la sub-muestra que se analizará. El procedimiento de apilar y cuartear se

debe repetir hasta reducir el tamaño de muestra necesario (en el laboratorio, lo haremos

una sola vez).

2. A partir de la mezcla resultante, pesar tres muestras diferentes (I, II, III) de 0,50 g cada

una en un vaso de precipitados, registrar la masa con precisión. Disolver la muestra en

agua destilada y transferir cuantitativamente a un matraz aforado de 10,00 mL. Completar

el volumen y homogeneizar.

3. Medir las absorbancias de las tres soluciones a máx determinada en la parte 2.3.1. Sólo

para la “muestra I”, medir la absorbancia por triplicado simplemente quitando e

introduciendo la cubeta del espectrofotómetro entre las mediciones. Estos datos

adicionales nos ayudarán a medir y analizar la incertidumbre asociada con el método

analítico (espectrofotométrico) en el proceso global de análisis. Las otras dos soluciones

sólo medirlas una vez cada una.

4. Repita los pasos 1 a 3 utilizando una porción de muestra previamente homogeneizada.

Use el pilón adecuado y muela la muestra muy bien (estamos tratando de mejorar la

homogeneidad y reducir la desviación estándar de muestreo).

5. Utilizando la curva de calibración determinada en la parte 2.3.1, calcule la concentración

del ión Co(II) en todos los casos.

2.4 Tratamiento de resultados

1. Sobre la serie de 3 muestras de laboratorio obtenidas sin molienda efectúe el cálculo de

las respectivas absorbancias por gramo de muestra.


2. Utilice los valores obtenidos sobre el triplicado de mediciones realizados en la “muestra

I” para calcular la (método), SD%(método), SDR(método).

3. Utilice los valores obtenidos en las muestras I, II y III (sin molienda) para calcular la

(muestreo), SD%(muestreo), SDR(muestreo). Para la “muestra I” elija una medición.

4. Repita los pasos 1 a 3 para la muestra homogeneizada.

5. Compare y analice los valores estadísticos de los dos grupos diferentes: "Muestra sin

tratar" y "Muestra homogeneizada".

3.- Informe

Elaborar un informe completo, colocando en el anexo del mismo las cuentas y estimadores

estadísticos utilizados.

Cuestionario

1. Describir los pasos involucrados en una operación de muestreo.

2. Diferenciar entre una muestra global (bruta) y una muestra de laboratorio.

3. Discuta las diferencias entre una alícuota y una muestra de laboratorio.

4. ¿Cuáles son los factores considerados en la elección de una muestra representativa?

5. El muestreo de esferas es una simplificación de la realidad. Discuta qué implicaciones

tendrían los siguientes factores:

a) La muestra contiene esferas fucsia (el principio activo) pero con tamaños disímiles

mezcladas con las otras esferas.

b) Las esferas azules (nocivo) son mucho menos densas que las otras esferas.

6. En la sección 2, vimos tres tipos de incertidumbre. Uno de ellos fue la incertidumbre de

medida con el espectrómetro, otro fue la incertidumbre que se genera al pesar diferentes

muestras en polvo y el tercero fue el efecto de la molienda. Discutir sobre los pesos

relativos de estas fuentes de incertidumbre, en base a los valores de DER%. Moliendo la

muestra también puede mejorar la precisión. Comparar el DER% para los dos conjuntos de

datos obtenidos. ¿La molienda ha mejorado (disminuido) la DER%? ¿Fue esta diferencia

estadísticamente significativa?

7. Considere la posibilidad de muestrear un tren cargado de carbón para analizar su

contenido de azufre. ¿Cómo incluiría el hecho de muestrear en diferentes vagones?,

¿cómo tomaría muestras en un vehículo en particular? y ¿cómo habría que manejar el

tamaño de las diferentes partículas presentes en el carbón?

8. En Times Beach, Missouri (USA), la contaminación por dioxinas de la tierra causó la

evacuación y abandono de toda la ciudad en 1983. Los aceites contaminados con dioxinas

fueron depositados originalmente en las carreteras, y fueron migrando a suelos con el

transcurso del tiempo. Se encontraron concentraciones de dioxinas 1100 veces por encima

del límite permitido. Discutir el diseño de muestreo que Ud. utilizaría en la exploración de

las concentraciones de dioxinas actuales en el área, 30 años más tarde. Explique en

detalle.

Bibliografía • Harris, D. C. (2003); “Quantitative Chemical Analysis 6th ed.”; Chapter 4 and pp. 701-705.


• “An Experiment in the Sampling of Solids for Chemical Analysis” Guy, R.D.; Ramble, L.; Wentzell,

P.D. J. Chem. Educ. 1998, 75, 1028-1033.

• “Effect of Sample Size on Sampling Error” Vitt, J.E.; Engstrom, R.C. J. Chem. Educ. 1999, 76, 99-

100.

• “A Classroom Exercise in Sampling Technique” Ross, M.R.; Bacon, D.W.; Wolsey, W.C. J. Chem.

Educ. 2000, 77, 1015-1016.

• “Two Experiments Illustrating the Importance of Sampling in a Quantitative Chemical Analysis”

Harvey, D. J. Chem. Educ. 2002, 79, 360-363.

• "Sampling Error in a Particulate Mixture: An Analytical Chemistry Experiment". Byron Kratochvil, R.

Stephen Reid and Walter E. Harri. J. Chem. Educ., 1980, 57 (7), 518.


TRABAJO PRÁCTICO N°3

VOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE

Objetivos

Estudiar equilibrios ácido-base en sistemas complejos, vinculando las curvas de distribución de especies con la curva de titulación.

Comparar curvas de titulación de distintos pares ácido-base en término de las zonas de regulación que se forman en cada caso.

Analizar los criterios de selección de indicadores ácido base en una titulación.

Preparar y valorar (utilizando un patrón primario) una solución de hidróxido de sodio.

Realizar el análisis volumétrico de una muestra de ácido con indicador de punto final.

Introducción

Los ácidos son sustancias que al disolverse en agua se disocian para dar iones hidroxonio.

Los ácidos polipróticos se ionizan por etapas. Cada etapa del proceso de disociación tiene

su propia constante. Para el caso del fosfórico se tendrán tres constantes de disociación:

Ka1, Ka2 y Ka3.

La titulación de un ácido poliprótico con una solución valorada de un álcali implica una

reacción de neutralización en donde iones hidroxonio e hidroxilo se combinan para dar

agua. Para comprender el mecanismo de esta neutralización debe estudiarse la variación

de la concentración del ión hidroxonio durante la titulación. El pH y su variación en las

proximidades de los puntos de equivalencia son importantes para elegir el indicador que

reduzca a un mínimo el error de titulación. Al representar el pH como ordenadas en función

de los mL de base agregados como abscisas se tiene la curva de titulación que se puede

obtener experimentalmente por determinación del pH en cada punto, o bien a través de

cálculos teóricos supuesto conocidos los valores de constante de disociación, volumen de

ácido y concentraciones de titulante y titulado.

Nota: el cálculo teórico, al no considerarse los coeficientes de actividad, es solamente

aproximado y tiene validez cualitativa únicamente.

Reacciones involucradas

H3PO4 + OH- <----> H2PO4- + H2O

H2PO4 - + OH- <----> HPO4

2- + H2O

HPO42- + OH- <----> PO4

3- + H2O

HInd <----> Ind- + H+ (indicación de punto final).


Parte Experimental

1.1 Procedimiento

1.1.1 Valoración de una solución de NaOH 0.1M

1- Pese dos porciones de unos 150 mg con aproximación al décimo de mg de biftalato de potasio (patrón primario) en erlenmeyers de 125 ó 250 ml limpios y secos (por qué?).

2- Disuelva cada porción de biftalato de potasio en aproximadamente 20 ml de agua destilada. Agregue 2 gotas de fenolftaleína al 0.1%.

Nota: Antes de proceder con la titulación del biftalato, calcule el volumen de solución de

NaOH que debería utilizar para la misma, suponiendo que su concentración es

exactamente 0.1 M (factor 1,000). Luego de hacer este cálculo, Ud. tiene una

estimación razonable del volumen de titulación, lo cual le permitirá agilizar mucho

el agregado inicial de titulante.

3- Enjuague una bureta de 10 ml con pequeñas porciones de NaOH 0.1M. 4- Llene la bureta con NaOH y enrase cuidando que no queden burbujas. 5- Titule el biftalato y calcule el factor de normalidad del NaOH. Si los resultados de

ambas titulaciones difieren en más del 1%, debe repetir hasta obtener concordancia.

1.1.2 Valoración volumétrica de una muestra de concentración conocida

1 - Coloque 10.00 ml de la muestra en un erlenmeyer de 250mL (seco? porque?) y

agregue agua destilada hasta alcanzar un volumen apreciable (aproximadamente 30 mL)

a titular (Es importante conocer la cantidad exacta de agua? Por qué?).

2 - Agregue 4 gotas de fenolftaleína 0.1% en etanol.

3 - Titule con el NaOH valorado hasta viraje del indicador.

4 - Valore repetidamente hasta obtener dos titulaciones que concuerden al 1%.

5 - Exprese el resultado de la muestra en molaridad de H3PO4 y compárelo con el valor

informado por los docentes

1.1.3 Valoración volumétrica de una muestra incógnita

Repita el procedimiento utilizado en 1.1.2. Exprese el resultado de la muestra en

molaridad de H3PO4.

Si el volumen gastado en la primer titulación es inferior a 4 ml, cargue nuevamente muestra

utilizando una pipeta aforada de mayor volumen (20 o 25 mL). Calcule cuantos mL va a

gastar aproximadamente en las nuevas titulaciones.

1.2 Informe

Entregar el resultado de la molaridad incógnita del analito con su respectivo error (informe).

Para ello, elaborar un informe (ver modelo), el mismo tendrá un formato breve y deberá

incluir:


- Factor obtenido de la solución titulante de NaOH, con su desvío.

- Volúmenes utilizados de titulante en las valoraciones de H3PO4 y para el cálculo del factor

del NaOH.

- Concentración del H3PO4 con su desvío.

- En el anexo del mismo coloque todas las cuentas complementarias utilizadas (cálculo del

factor, error del factor, cálculo de la [H3PO4], error de la [H3PO4]).

Modelo Informe

----------------------------------------------------------------------------------------------

Nombre: Número de Cajón:

Masa biftalato pesada (para cada determinación):

Volumen NaOH gastado (para cada determinación): ( ± ) mL

factor NaOH con su error: ( ± )

Volumen NaOH gastado para la muestra incógnita: ( ± ) mL

[H3PO4] incógnita: ( ± ) M

Bibliografía

- Kolthoff et al. "Análisis Químico Cuantitativo"

- Vogel: "Química Analítica Cuantitativa"

- Butler: "Ionic Equilibrium"

- Daniel C. Harris, Quantitative Chemical Analysis



POTENCIOMETRÍA y CONDUCTIMETRÍA ÁCIDO-BASE

Objetivos

Ilustrar acerca de los principios de las titulaciones potenciométricas, conductimétricas y sus aplicaciones. Observar la forma de las diferentes curvas de titulación de ácidos, bases y mezclas con distintos valores de constante disociación.

Valoración potenciométrica de un ácido poliprótico y de una mezcla de ácidos. Cálculo de la concentración de cada una de las especies presentes y estimación de los valores de las constantes de un ácido poliprótico.

Comparación de distintos métodos para la determinación del punto final de una titulación ácido base: indicación visual, punto final potenciométrico (primera y segunda derivada), punto final conductimétrico, etc.

Comparar críticamente los resultados obtenidos.

Parte Experimental

1.1 Potenciometría

1.1.1 Instrumental - pH metro equipado con un electrodo de vidrio y un electrodo de calomel

(alternativamente se podrá utilizar un electrodo combinado que incluye a los dos

anteriores)1.

1.1.2 Reactivos - Solución de NaOH 0,1 N de título conocido.

- Soluciones reguladoras de pH conocido.

- Muestra de ácido fosfórico de concentración conocida (TP 3)

- Muestra incógnita ácida

- Agitador magnético.

1.1.3 Procedimiento

Titulación de una muestra de concentración conocida de H3PO4

Se utilizará la muestra de H3PO4 de concentración conocida usada en el TP 3. Encender el

pH metro y dejar estabilizar. Calibrar el equipo y enjuagar los electrodos con abundante

1 Consulte al personal de la materia antes de poner en funcionamiento al pH metro y/o sobre cómo manipular los

electrodos


agua destilada (piseta). Colocar 10,00 ml de la muestra en un vaso de precipitados de 150

ml y agregar agua hasta totalizar aproximadamente 50 ml. (tome nota de este volumen).

Introducir la barrita del agitador magnético y los electrodos en el vaso de modo que estos

no toquen ni las paredes del vaso ni el agitador. Iniciar la agitación y colocar la bureta

con el NaOH 0,1N de modo que el pico de la misma quede próximo a la superficie de la

solución. Registrar el pH inicial y agregar unas gotas de naranja de metilo. Comenzar el

agregado del álcali en porciones de 0.20 ml registrando el pH luego de cada agregado. La

titulación se debe continuar hasta pH= 11 (no se pase de ese valor, porque??) y se

realizará por simplificado.

Valoración de una muestra incógnita

Repetir el procedimiento del punto anterior. La muestra incógnita podrá consistir en un

ácido (fuerte o débil) ó mezcla de ácidos, contando con una lista de las distintas

posibilidades:

- H3PO4

- H3PO4 + HCl

- H3PO4 + H2PO4-

- Acido Oxálico

- HCl + Acido Acético

- H2SO4

La titulación se debe realizar hasta pH= 11 agregando de a 0.2 mL de titulante. Cuando

finalice la titulación, grafique los valores obtenidos en las computadoras de los

espectrofotómetros.

1.1.4 Tratamiento de los resultados

Construya una tabla que le permita consignar cada uno de los siguientes

parámetros: Número, volumen, pH, pH, vol., vol. + 1/2 vol., pH/ vol y 2pH/ vol2.

Represente para cada muestra: pH vs. volumen, pH/ vol vs. vol. +1/2 vol, 2 pH/

vol2 vs. volumen. (que están graficando???)

Calcular la concentración de la muestra determinando el punto de equivalencia a partir de cada gráfico.

Calcule los valores de las constantes del ácido fosfórico, compárelos con los datos que figuran en la literatura y con lo hecho en el TP 3.

1.2 Conductimetría 1.2.1 Instrumental

- Conductímetro

- Agitador magnético


1.2.2 Reactivos - Muestra incógnita ácida - Muestra de ácido fosfórico de concentración conocida (TP 3) - Solución valorada de NaOH 0,1 N

1.2.3 Procedimiento

Valoración conductimétrica:

Se efectuarán 2 valoraciones. Una con la misma muestra de H3PO4 de concentración

conocida del TP3, la otra de una mezcla incógnita (ver abajo).

Encender el instrumento y dejar estabilizar durante algunos minutos. Medir 10,00 ml de la

muestra y transferirlos a un vaso de precipitados de 250 ml y diluir con 150 ml de agua

destilada. Colocar el vaso sobre el agitador magnético e introducir la celda de

conductividad hasta que esté cubierta por la solución, el bastón medidor tiene unos

agujeritos, deben estar totalmente cubiertos por solución, sino alcanza agregar un poco

más de agua. Luego, regular la agitación para evitar la formación de turbulencia y registrar

la conductancia inicial (da alguna información??). Titular con la solución de NaOH 0,1 N

efectuando agregados de 0,2 ml hasta completar 25 ml. Registrar los valores de

conductancia luego de cada agregado.

Cuando finalice la titulación, grafique los valores obtenidos en las computadoras de los

espectrofotómetros. Con este resultado realice una segunda titulación modificando los

ml de álcali agregados en caso de ser necesario.

La muestra incógnita podrá consistir en un ácido (fuerte o débil) ó mezcla de ácidos,

contando con una lista de las distintas posibilidades:

- H3BO3 - Ácido Acético - H2SO4 - HCl - HCl + NH4Cl - HCl + Ácido Acético

1.2.4 Tratamiento de los resultados

- Representar los valores de conductancia vs. volumen agregado y trazar líneas rectas a través de los puntos obtenidos, dando poco peso a aquellos cercanos al punto de equivalencia. (¿Por qué en este caso es diferente a lo que decíamos en el práctico de potenciometría).

- Determinar el punto final prolongando las rectas hasta que se corten. Calcular la concentración en gramos de los ácidos/100 ml de muestra.

- 1.3 Informe

Para la siguiente clase, elaborar un informe en el cual deben asignarse las muestras

incógnitas para ambos métodos. En el mismo explicar detalladamente las observaciones


que le permitieron dilucidar las mismas, colocando todos los gráficos pedidos. Para

aprobar dicha práctica debe resolver correctamente ambas mezclas recibidas.

En esa misma clase se discutirá en el pizarrón los distintos casos, comentando las

ventajas y/o desventajas de cada método de observación del punto final.

Cuestionario

1) Explique, asistiéndose de una curva de titulación ácido base, si es posible titular ácido bórico con NaOH utilizando un indicador visual de punto final, entiende Usted que la indicación potenciométrica es una alternativa válida?, por qué?, en qué condiciones?, y la indicación conductimétrica?. Justifique. (pKa H3BO3 = 10)

2) Y si la muestra líquida contuviera borato de sodio con HCl como titulante, sería la indicación visual una alternativa válida?, en qué condiciones?. Cómo modificaría el experimento de no ser esto posible?, por qué?. Justifique

3) Explique porqué una titulación conductimétrica resulta la más recomendada para titular ácidos y bases débiles diluídas. Asístase de un ejemplo práctico

(Admita que pueden diferenciar +/- 0,1 unidades de pH con indicación potenciométrica y

+/- 1 unidad de pH con la indicación visual)

Bibliografía

- Bates. “Electrometric pH determinations”.

- Butler. “Ionic equilibrium”.

- Willard, Merrit, Dean y Seattle. “Análisis Instrumental”.

- Delahay. “Análisis Instrumental” - Meites. “Advanced Analytical Chemistry” - Lingane. “Electroanalytical Chemistry”.



PRECIPITACIÓN Y GRAVIMETRIA

Parte Experimental

1.- Tipos de precipitación

1.1 Precipitación de sulfato de bario en caliente

1- Agregar en un vaso de precipitados de 100ml, 15ml de agua destilada, 2-3 gotas de

H2SO4 (c) y 0.1ml de HCl (c). Llevar a ebullición.

2- Agregar 10 gotas de solución de azul de metileno 0.1% en HCl 6M.

3- Agregar 3ml de solución de BaCl2 1M, calentada a ebullición, gota a gota y agitando con

varilla. Luego hervir durante 2 minutos y dejar en digestión, con mechero Bunsen sobre

tela, cinco minutos a 80°C.

4- Compruebe si la precipitación ha sido completa vertiendo sobre la superficie del líquido

límpido 2 gotas de solución de BaCl2 1M. Si se observa enturbiamiento debe repetirse la

etapa 3.

5- Se filtra por papel S&S banda azul ó W42, armando un embudo de modo tal que el

vástago quede cargado con la columna de agua mediante un buen ajuste del papel en la

parte superior del mismo. Filtre primero el líquido claro sobrenadante dirigiéndolo con una

varilla de vidrio.

6- Se lava con porciones de 2-3ml de agua destilada caliente con las que se pasa el

precipitado al papel de filtro.

7- El precipitado que quede en el vaso adherido a las paredes, se separa con una varilla

con uno de sus extremos recubierto con un trozo de goma.

8- Se sigue lavando con ayuda de una piseta con agua destilada caliente, ensayando la

ausencia de cloruro en el líquido de lavado no antes del tercer lavado. Para ello se recogen

0.5ml de líquido de lavado y se agrega una gota de AgNO3 0.05M y una gota de HNO3 7M.

9- Observar el precipitado y guardar para comparar.

1.2 Precipitación de sulfato de bario en frío

1- Agregar en un vaso de precipitados de 100ml, 15ml de agua destilada, 2-3 gotas de

sulfúrico concentrado, 0.1ml de clorhídrico concentrado y 10 gotas de azul de metileno al

0.1% en HCl 6M

2- Agregar 3ml de BaCl2 1M, de una vez y en frío.

3- Repetir las etapas 5-9 de la experiencia anterior.

1.3 Precipitación de hidróxido de aluminio

1- Agregue a un vaso de precipitados de 100ml, 15ml de agua destilada, 1ml de solución

de Al(NO3)3 de 10mg Al(III)/ml, 0.25ml de solución de NH4Cl 4M y 10 gotas de azul de

metileno al 0.1% en HCl 6M.


2- Lleve a ebullición y agregue gota a gota amoníaco concentrado hasta que se perciba su

olor en los vapores desprendidos.

3- Mantenga a ebullición dos minutos más y filtre en caliente empleando papel de filtro S&S

banda negra o W41. Trate de mantener el filtro lleno de líquido.

4- Lave el precipitado con fracciones de solución caliente de NH4Cl 1M, previamente

neutralizado con solución de amoníaco.

5- Observe y anote el aspecto de este precipitado. Compárelo con los obtenidos en las

experiencias anteriores.

6- Explique por qué adsorben distintas cantidades de azul de metileno.

2.- Propiedades de los precipitados

1- Prepare tres tubos de ensayo.

2- Agregue a cada uno, 2ml de Al(NO3)3 de 10mg de Al(III)/ml.

3- Agregue al primer tubo amoníaco 7.5 M en frío, hasta precipitación total. Anote el

número de gotas empleadas. Centrifugue y descarte el líquido sobrenadante.

4- Agregue HCl(c) gota a gota, hasta disolución total. Registre el nro. de gotas requeridas.

5- Agregue al segundo tubo el mismo nro. de gotas de amoníaco que en la etapa 3.

Caliente en baño de agua hirviente durante quince minutos, centrifugue y descarte el

líquido sobrenadante.

6- Deje enfriar y disuelva con HCl 6M hasta disolución total. Registre el número de gotas

requeridas.

7- Repita con el tercer tubo la etapa 5 y deje hasta la clase siguiente.

8- Repita la etapa 6.

9- Tabule los valores obtenidos e intérprete los resultados.

3.- Determinación gravimétrica de sulfato

La técnica corresponde al caso de un sulfato de metal alcalino.

1- Colocar en un vaso de precipitados de 250ml, 10.00ml de muestra con concentración

desconocida.

2- Agregar aproximadamente 80ml de agua destilada.

3- Agregar 0.5ml de HCl(c) por cada 100ml de solución.

4- Calentar a ebullición y agregar rápidamente 60ml de una solución de BaCl2 0.05M

previamente calentada a ebullición.

5- Cubrir con un vidrio de reloj, hervir suavemente durante unos cinco minutos.

Dejar en digestión durante una hora a 70-80°C.

6- Se filtra armando un embudo con papel S&S banda azul o W42 de modo que quede el

vástago cargado con la columna de agua por buen ajuste del papel en la parte superior

del embudo. Se filtra primero el líquido claro sobrenadante dirigiéndolo con una varilla de

vidrio.

7- Se lava con porciones de 2-3ml de agua destilada caliente con las que se pasa el

precipitado al papel de filtro.

8- El precipitado que quede en el vaso adherido a las paredes, se separa con una varilla

con uno de sus extremos recubierto con un trozo de goma.


9- Se sigue lavando con ayuda de una piseta provista de agua destilada caliente,

ensayando la ausencia de cloruro en líquido de lavado después del sexto lavado. Para

ello se recogen 0.5ml de líquido de lavado y se agrega una gota de AgNO3 0.05M y una

gota de HNO3 7M. (Chequear previamente el agua con la que está haciendo los lavados)

10- Colocar el papel de filtro con el precipitado en un crisol de porcelana que ha sido

llevado previamente a peso constante. Se considera que un crisol ha llegado a peso

constante cuando dos pesadas sucesivas del mismo no difieren en más de 0.5 mg.

11- Secar el crisol con el precipitado, calentando suavemente sobre tela metálica.

Proseguir hasta carbonizar el papel.

12- Colocar el crisol sobre triángulo de arcilla. Calcinar hasta total eliminación del carbón.

Se debe evitar que el papel carbonizado se incendie. En caso de ocurrir, tapar

inmediatamente el crisol con un vidrio de reloj limpio y seco.

13- Dejar enfriar en desecador aproximadamente 20 minutos y pesar.

14- Repetir la calcinación y el paso 13 tantas veces como sea necesario hasta lograr

constancia de peso.

15- La determinación debe hacerse por duplicado. En caso de no obtener resultados

coincidentes (diferencia mayor del 1%) deberá optar por una de las determinaciones

justificando razonablemente su decisión.

16- Informar la concentración de sulfato en la muestra. Exprese el resultado en g SO42- /

100 ml de muestra.

4 – Informe

Entregar antes de la finalización de la última clase de realización del TP el resultado obtenido, que deberá estar informado en las unidades que correspondan (g SO4

2- / 100 ml) y no en el parámetro primario del cual se calculan los resultados (gr BaSO4)

Para la siguiente clase elaborar un informe, el mismo tendrá un formato breve. En el

informe deberá incluir:

- Observaciones de los tipos de precipitados (comparar la coloración de los 3 papeles de filtro y cuanto solido atravesó los mismos)

- Observaciones de las propiedades de los precipitados (gotas de HCl agregadas en cada caso)

Cuestionario

1) ¿De qué modo pueden separarse las fases en una precipitación?

2) ¿Qué tipo de precipitados conoce? Ejemplifique.

3) ¿Qué propiedades posee un precipitado en función de su estado de agregación?

4) ¿Qué es un coloide? ¿Cómo se clasifican? Dé tres ejemplos en que las propiedades de

los coloides son aprovechadas con fines analíticos, y tres ejemplos en los que se

demuestre cómo influyen negativamente

5) ¿Por qué al filtrar el Al(OH)3 se recomienda mantener lleno el filtro?

6) ¿Cómo lavaría un precipitado gelatinoso y uno cristalino?


7) ¿Qué es preferible?: a) lavar un precipitado con n porciones de líquido

b) lavarlo con una porción n veces mayor

¿Cómo se prueba?

8) ¿Qué establece la ecuación de Von Weirman y qué parámetros vincula?

9) ¿Por qué se emplea HCl para precipitar BaSO4?

10) ¿Cómo pueden clasificarse los distintos tipos de impurificación de un ppdo?

¿Cómo purificaría un precipitado en función del tipo de impureza que contenga?

11) ¿En qué consiste el envejecimiento de un precipitado?

12) ¿En qué consiste la digestión de un precipitado y en qué casos no es recomendable?

13) ¿En qué consiste la precipitación en fase homogénea? ¿Cuáles son sus ventajas y por

qué las posee? Describa cuatro ejemplos con las ecuaciones correspondientes.

14) ¿Qué diferencia existe, desde el punto de vista analítico, entre un papel de filtro

"cualitativo" y uno "cuantitativo"?

15) Justifique la temperatura a la cual precipita el sulfato de bario.

16) Mencione algún reactivo que permita generar iones sulfato en fase homogénea.

17) ¿Cuáles son los aniones y cationes que pueden coprecipitar con el BaSO4?

18) ¿A qué temperatura conviene calcinar el sulfato de bario? ¿Qué pasa si la temperatura

es más alta? Y si es más baja?

19) ¿Qué sucede si se deja calcinar muy rápidamente el papel de filtro?

20) ¿Qué tipo de error se cometerá por la coprecipitación de ácido sulfúrico:

a) al determinar bario?

b) al determinar sulfato?

Ídem si coprecipita BaCl2.

Bibliografía

- Walton: Principles and Methods of Chemical Analysis.

- Laitinen & Harris: Chemical Analysis.

- Blaedel & Meloche: Elementary Quantitative Analysis.

- Kolthoff et al. Análisis Químico Cuantitativo.


TRABAJO PRÁCTICO N°6 VOLUMETRÍA POR FORMACIÓN DE PRECIPITADOS

Objetivos

Valorar haluros en una muestra de agua artificial por volumetría por formación de precipitados. Ilustrar el uso de indicador de punto final por: a) aparición de precipitado coloreado b) aparición de solución coloreada c) adsorción del indicador en la superficie del precipitado

Introducción Las volumetrías por precipitación más importantes son aquellas que utilizan una solución valorada de AgNO3 (Argentimetría). La teoría de la argentimetría se aplica a numerosas reacciones de precipitación, en nuestro caso se aplicará a la valoración de haluros. El ión Ag+ forma con los haluros, tiocianatos y cianuros precipitados amorfos poco aptos para la valoración gravimétrica. El análisis volumétrico conducirá a resultados satisfactorios seleccionando un indicador tal que dé la menor diferencia entre punto final y punto de equivalencia. Existen diversos métodos para establecer el punto final de estas reacciones. Los más importantes son: a) Formación de un precipitado coloreado: el método de Mohr para la valoración de soluciones incoloras de cloruros y bromuros realiza la titulación en medio neutro con solución valorada de nitrato de plata utilizando una pequeña cantidad de cromato de potasio como indicador de punto final. b) Formación de un compuesto coloreado: el método de Volhard permite la valoración de cloruros, bromuros y ioduros en medio ácido por el agregado de un volumen conocido de solución valorada de AgNO3 y titulando por retorno el exceso con solución valorada de tiocianato. Se utilizan iones Fe(III) para la indicación del punto final. c) Empleo de indicadores de adsorción: Fajans introdujo un nuevo tipo de indicadores para las titulaciones de precipitación. Su empleo se basa en que en el punto de equivalencia el indicador es adsorbido por el haluro de plata provocando un cambio de color en la superficie del mismo y no en la solución.


a) Ag+(aq) + Cl-(aq) <·····> AgCl(s)

2 Ag+(aq) + CrO4

2-(aq) <·····> Ag2CrO4 (s)

(indicación de pto. Final)

2 CrO42-

(aq) + 2 H+(aq) <·····> Cr2O7

2-(aq) + H2O

(reacc. no deseada)

b) Ag+(aq) + Br-

(aq) <·····> AgBr(s)


Ag+(aq) + SCN-

(aq) <·····> AgSCN(s)

Fe3+(aq) + SCN-

(aq) <·····> FeSCN2+(aq)

(indicación de pto. final)

c) Ag+(aq) + Cl-(aq) <·····> AgCl(s)

(El AgCl adsorbe el indicador en el punto final)

Parte Experimental Solicite la muestra incógnita al docente, el cual le indicará el método de determinación que deberá realizar. Preparación de la muestra: tome 10,00 mL de la muestra problema provista por los docentes, transfiérala a un matraz aforado de 100 mL y enrase con agua destilada. Todas las determinaciones de la concentración del analito en la muestra se harán utilizando esta solución.

1.1 Valoración de la solución de AgNO3 por el Método de Mohr: 1.1.1 Reactivos:

- Carbonato de Calcio p.a. - Solución de cromato de potasio 5% - Solución de nitrato de plata 0,05 M 1.1.2 Procedimiento:

Pesar una porción de unos 2,3-2,4 g con aproximación al décimo de mg de cloruro de sodio (patrón primario). Disolver en unos 50 mL de agua destilada y transferir a un matraz aforado de 1000 mL (esta solución le será provista por la cátedra). De esta solución tomar una alícuota de 10,00 mL (realizar la determinación, al menos por duplicado), transferirla a un frasco Erlenmeyer, añadir aproximadamente 15 mL de agua destilada y agregar 0,5 mL de cromato de potasio al 5 %. Verifique que el pH de la solución sea neutro, ¿por qué?. Titular con la solución de nitrato de plata 0,05 M hasta igualar el color del blanco (para preparar el blanco utilice 10 mL de agua destilada en lugar de muestra y simule el precipitado de cloruro de plata con carbonato de calcio exento de cloruros). (Utilizar bureta de 10 mL)

1.2 Valoración de una muestra de NaCl de concentración desconocida por el Método de Fajans: 1.2.1 Reactivos:

- Solución de diclorofluoresceína 0,1% en EtOH - Solución de nitrato de plata 0,05 M 1.2.2 Procedimiento:


Medir 20,00 mL de muestra problema diluida, y transferirla a un erlenmeyer de 125 mL. Agregar 1 (sólo 1!) gota de indicador y valorar hasta aparición de color rosado permanente sobre el precipitado (utilizar bureta de 10 mL).

1.3 Alternativas para la valoración de haluros: Método de Volhard para la determinación de bromuro. (Se realizará en forma demostrativa)

1.3.1 Reactivos: - Ácido nítrico p.a. (δ=1,40 g/cm3) - Solución de nitrato de plata 0,05 M - Solución de sulfato férrico amónico (40%) - Solución de tiocianato 0,05 M 1.3.2 Procedimiento: Medir 10,00 mL de muestra problema diluida, transferirla a un Erlenmeyer de 125 mL y agregar 1 mL de ácido nítrico 7 M. Agregar 10,00 mL de solución de nitrato de plata 0,05 M y una vez precipitado el bromuro de plata, agregar 1 mL de solución de sulfato férrico amónico. Titular con la solución de tiocianato 0,05 M hasta débil tinte pardo rojizo (utilizar bureta de 10 mL).

1.4 Informe

Entregar antes de la finalización del turno con el resultado obtenido, expresado como g Cl- /100 mL muestra

En el informe deberá incluir:

- Volúmenes utilizados de titulante en todas las valoraciones. - Concentración y factor de las soluciones de titulantes con su desvío - Concentración del Cl- con su desvío. - En el anexo del mismo coloque todas las cuentas complementarias utilizadas.

1.5 Otros métodos de valoración de cloruros

Si bien la argentimetría es el método más utilizado para el análisis cuantitativo de cloruros como macro o mesocomponentes, se pueden utilizar varias técnicas para la detección del punto final de la titulación entre las que podemos mencionar la potenciometría tal como se vio en un práctico anterior. Para los casos en que se quieran valorar microcantidades de cloruros se utilizan en general métodos espectrofotométricos.

Cuestionario


1) Explique las condiciones de contorno que deben cumplirse para poder realizar

correctamente los distintos métodos de cuantificación de haluros y por qué. 2) ¿Cuál de las metodologías de análisis de haluros cree usted que es más precisa?,

¿Cuál cree que es más exacta? 3) En base a lo contestado en los puntos anteriores responda que método utilizaría para

cuantificar Cloruro en las siguientes matrices y por qué: a) Agua de Río. b) Sólido de NaCl (para análisis de pureza). c) En queso (luego de ser digerido en HNO3 concentrado). d) En agua en concentraciones de ppm. e) En una muestra coloreada. f) En una mezcla de haluros. g) En un efluente industrial a pH =8 y en presencia de Ba+2. 4) Para cuantificar cloruros por el método de Volhard es necesario agregar 1 ml de

Nitrobenceno luego del agregado de AgNO3. ¿Por qué?

Bibliografía - Kolthoff, "Análisis Químico Cuantitativo", 4ta.ed., Ed. Nigar - Skoog & West, "Introducción a la Química Analítica", Ed. Reverté - Blaedel & Meloche, "Elementary Quantitative Analysis", Ed. Harper Int. - Willard, Furman y Bricker, "Análisis Químico Cuantitativo", Ed. Marín - Butler, "Ionic Equilibrium" - Daniel C.Harris, Quantitative Chemical Analysis



VOLUMETRIA POR FORMACIÓN

DE COMPLEJOS CON EDTA

Objetivos

Valorar Ca2+ y Mg2+ en agua artificial por volumetría de formación de complejos con EDTA.

Ilustrar el uso de indicadores metalocrómicos.

Introducción

El análisis volumétrico por formación de complejos utiliza con frecuencia los ácidos

aminopolicarboxílicos como agentes complejantes de un gran número de elementos

metálicos. Las denominadas "complexonas" poseen un grupo funcional característico: -

N(CH2-COOH)2 , siendo la más simple el ácido imino diacético: HN(CH2COOH)2 .Todas las

restantes son derivados de este último y poseen buenas posibilidades analíticas dado su

capacidad de formar iones complejos con la mayoría de los metales.

Los complejos formados son del tipo "quelato", donde los cationes aparecen

formando parte de estructuras tipo anillo de 5 ó 6 miembros. Aquellas complexonas que

favorecen este tipo de formación, como el EDTA, son las más útiles para el análisis

titrimétrico.

La estructura del EDTA es: (HOOC-CH2)2N-CH2-CH2-N(CH2-COOH)2. El poder

complejante del EDTA se basa en su capacidad de actuar como ligando a través de los

átomos de nitrógeno y de los oxígenos carboxílicos de los grupos acetato. Los grupos

formadores de quelatos están ubicados en la molécula de modo que los centros de

coordinación son fácilmente accesibles y aseguran la formación de anillos de cinco

miembros tal como se observa:

El EDTA forma con los metales e independientemente de su estado de oxidación,

complejos del tipo 1:1 solubles en agua. Estos complejos serán incoloros si el

acuocomplejo del metal es incoloro, y serán a su vez fuertemente coloreados para aquellos

metales que den acuocomplejos de color. Estudiando la estructura del EDTA se puede


observar que su poder complejante se verá disminuido por la presencia de iones

hidrógeno. De esta manera, el pH de la solución juega un papel preponderante en la

formación del complejo y las modificaciones del pH pueden hacer la reacción selectiva

para diferentes especies según los casos (los complejos de metales divalentes son

estables en solución amoniacal y se descomponen en medio ácido, mientras que los

metales trivalentes son estables aún en este medio).

El punto final de la titulación se alcanza por la adición de una sustancia indicadora

que da color con el metal a ser titulado. El color producido es usualmente el resultado de la

formación de un nuevo quelato. Es fundamental que el indicador no forme complejos más

fuertes con el metal que los que forma el EDTA, dado que entonces el punto final no podrá

ser observado.

Aunque el EDTA no es un reactivo selectivo, es posible a través de la adición de

especies enmascarantes llevar a cabo la titulación de un dado metal en presencia de otros

que normalmente interferirían. Los agentes enmascarantes son: cianuro, sulfuro, ioduro,

fluoruro, ácido ascórbico, trietanolamina, pH, etc...

Se denomina dureza del agua a la concentración de compuestos minerales de

cationes polivalentes (principalmente divalentes y específicamente los alcalinotérreos) que

hay en una determinada cantidad de agua, en particular sales de magnesio y calcio. La

presencia de los iones Ca2+ y Mg2+ es muy común en el agua natural, y sus

concentraciones pueden determinarse por titulación complejométrica, utilizando una

solución de EDTA cuya concentración sea conocida exactamente.

En una primera etapa, se determinará la concentración total de iones Ca2+ y Mg2+

que reaccionan con EDTA, en presencia del indicador Negro de Eriocromo T (NET) a pH

10. En la segunda etapa se determinará únicamente el Ca2+ por titulación con Murexida

(Mx) como indicador. Para ello, se precipitará previamente al Mg2+ como Mg(OH)2 en

medio fuertemente básico (pH = 12,5). Por diferencia entre ambos obtiene la dureza

proveniente del magnesio.

La dureza del agua se expresa normalmente como cantidad equivalente de

carbonato de calcio (aunque propiamente esta sal no se encuentre en el agua) y se

calcula a partir de la suma de las concentraciones de calcio y magnesio existentes

(miligramos) por cada litro de agua; que puede ser expresado en concentraciones de

CaCO3


Me2+ + H2Y2- MY2- + 2 H+ Me = Ca(II) y Mg(II)

Parte Experimental

1.1 Reactivos

Negro de Eriocromo T (NET) 1% p/p en NaCl sólido.

CALCON 1% p/p en NaCl sólido.

http://es.wikipedia.org/wiki/Agua

http://es.wikipedia.org/wiki/Sal_(qu%C3%ADmica)

http://es.wikipedia.org/wiki/Magnesio

http://es.wikipedia.org/wiki/Calcio


Solución reguladora de pH=10. (que se prepara mezclando 67,5 g de cloruro de amonio con 570 mL de amoníaco (δ=0,91g/cm3) y diluyendo a un litro con agua destilada libre de cobre -¿por qué?-).

NaOH 5 M.

Solución de EDTA 0,01 M.

1.2 Valoración de una solución de EDTA 0,01 M

1.2.1 Procedimiento

Pesar unos 150 mg de CaCO3 con precisión a la décima de miligramo. Transferir

cuantitativamente a un matraz aforado de 250,0 mL con agua destilada. Agregar al matraz

solución de HCl 6 M hasta disolución total del CaCO3 (aproximadamente 1 mL). Enrasar

utilizando agua destilada.

Transferir 10,00 mL de la solución de CaCO3 preparada a un matraz de 125 mL. Agregar

2-3 mL de solución de NaOH 5 M y una punta de espátula del indicador CALCON (la

coloración de la solución debe ser roja).

Titular con la solución de EDTA 0,01 M hasta viraje del indicador (en el punto final la

solución adquiere una coloración azul-violácea persistente).

Realizar la determinación al menos por duplicado, hasta obtener concordancia al 1 % entre

los factores de normalidad obtenidos.

1.3 Determinación de Ca2+ y Mg2+ (Dureza total)

1.3.1 Procedimiento Se le proveerá de una solución muestra que se sabe que contiene, aproximadamente,

entre 200 y 400 mg CaCO3/L y entre 270 y 285 mg MgCO3/L. Transferir 10,00 mL de

muestra a un erlenmeyer y diluir a unos 50 mL con agua destilada.

Agregar 1mL de solución reguladora y una punta de espátula del indicador NET. En base a

las concentraciones de Ca2+ y de Mg2+ esperadas y al volumen de la alícuota a titular

sugerido arriba, decidir cuál de las buretas disponibles en el laboratorio es conveniente

utilizar para las determinaciones. Titular con la solución valorada de EDTA hasta

desaparición de todo vestigio de color púrpura.

1.3.2 Precauciones a tener en cuenta para obtener resultados óptimos:

• El punto final de la titulación se observará con facilidad si no se agrega NET en exceso.

La solución al comienzo de la titulación deberá ser rosa bien pálido.

• Una vez agregado el buffer titule rápidamente y evitará así la precipitación de carbonato

de calcio.

• Agregue lentamente las últimas gotas de titulante dado que la reacción es de cinética

lenta.

• Si la solución se torna incolora en las cercanías del punto final, agregar una pequeña

cantidad de indicador.

• Titular hasta que la solución sea azul. No titular al color del blanco ya que el indicador se

descompone con el tiempo, variando su color.


1.4 Determinación de la concentración de Ca2+ (Dureza Cálcica)

1.4.1 Procedimiento

1. En base a la concentración de Ca2+ esperada y a las pipetas y buretas disponibles en el

laboratorio, decidir qué volumen de la alícuota de la solución muestra utilizará para las

determinaciones. Agregar la alícuota de la solución muestra en un Erlenmeyer de 250 mL.

2. Agregar agua destilada dentro del Erlenmeyer hasta alcanzar un volumen de

aproximadamente 50 mL.

3. Agregar 3 mL de NaOH 5 M y agitar aproximadamente 2 minutos para permitir la

precipitación del Mg2+ como Mg(OH)2. Éste puede no ser visible.

4. Agregar el indicador CALCON.

5. Agitar el contenido del Erlenmeyer hasta disolver el indicador. Se observará un color

rojo.

6. Titular la solución problema con la solución valorada de EDTA. El color cambiará de rojo

a azul-violáceo. El punto final se detecta por permanencia de dicha coloración al agregar

una gota adicional de titulante.

1.5 Informe

Entregar antes de la finalización del turno el resultado obtenido, que deberá estar informado en las unidades que correspondan (ppm de CaCO3 para los 3 casos) y no en el parámetro primario del cual se calculan los resultados (mL). (Ver modelo de informe TP3).

1.6 Otros métodos de valoración:

Para la determinación de los elementos titulados en el práctico existen varios métodos

alternativos de análisis. No obstante, se pueden utilizar varias técnicas para la detección

del punto final en la titulación complejométrica. Estas incluyen amperometría,

coulombimetría, potenciometría, espectrofotometría y métodos conductimétricos de alta y

baja frecuencia, con los que Ud. se familiarizará en prácticos posteriores.

Bibliografía

- Welcher, "The analytical uses of EDTA", D. Van Nostrand Co.

- Laitinen, "Chemical Analysis", McGraw Hill Book Co.

- Blaedel & Meloche, "Elementary Quantitative Analysis", Harper & Bow

- Kolthoff, "Análisis Químico Cuantitativo", Nigar


- Day & Underwood “Química Analítica”



VOLUMETRÍA REDOX

Objetivo

Mostrar la aplicación de un método iodimétrico para la determinación de cloro activo en

productos de limpieza

Introducción

El análisis volumétrico basado en el uso de agentes oxidantes y reductores ha

generado una gran variedad de técnicas entre las que cabe mencionarse la

permanganimetría, dicromatometría, iodimetría, etc.

En los métodos iodimétricos la reacción de reducción de iodo a ioduro es reversible

según se resume en la hemirreacción:

I2 + 2 e- 2 I –

Las sustancias con un potencial de reducción mucho menor que el del sistema I2 / I-

son oxidadas por el yodo y pueden titularse con una solución valorada de yodo. Algunos

ejemplos son el sulfito, el sulfuro, el tiosulfato, el Sn(II), etc. Por otra parte, el ioduro ejerce

una acción reductora sobre los sistemas fuertemente oxidantes, con la formación de una

cantidad equivalente de yodo. El yodo liberado se titula con una solución valorada de

tiosulfato. Algunos ejemplos son el cerio, dicromato, agua oxigenada, iodato, etc.

Dado que el yodo en soluciones acuosas de ioduro tiene un intenso color amarillo o

marrón, su presencia se hace evidente aún en muy bajas concentraciones. En

consecuencia, en soluciones incoloras el yodo puede servir como autoindicador. Sin

embargo, si se usa almidón como indicador se obtiene un viraje más pronunciado en el

punto final, ya que uno de los componentes principales del almidón, la amilosa, forma con

el yodo complejos de adsorción de color azul.

Parte Experimental

1.1 Reactivos

- Solución de Na2S2O3 0,1 M

- Solución indicadora de almidón

- K2Cr2O7 para análisis

- KI para análisis

- HCl concentrado

- H2SO4 4 M

1.2 Procedimiento

1.2.1 Preparación de la solución indicadora de almidón


Se trituran 2 g de almidón soluble con un poco de agua y se agrega lentamente la

suspensión a 1 litro de agua en ebullición. Se sigue la ebullición hasta que la solución sea

clara, se enfría y se transfiere a un frasco. Esta solución será preparada previamente por el

personal de la materia.

Se usan aproximadamente 5 mL de esta solución por cada 100 mL de solución que se

debe titular. Es importante que el agregado de la solución de almidón se haga en las

cercanías del punto final (por qué?).

1.2.2 Valoración de la solución de Na2S2O3

Se pesan aproximadamente 0,1000 g de K2Cr2O7 y se disuelven en 50 mL de agua

destilada. Se agregan 0,6 gr de KI y luego 8 mL de HCl concentrado. Se mezcla bien y se

deja en reposo cinco minutos en la oscuridad. Se titula con la solución preparada de

Na2S2O3 agitando constantemente hasta que el color marrón vire al verde amarillento. En

ese momento, se agregan 2 mL de la solución de almidón y se prosigue la titulación hasta

que el color vire netamente del azul al verde claro. Realizar la determinación por duplicado

y utilice la bureta de 25 ml.

1.2.3 Determinación de cloro activo en un producto de limpieza

Se le proveerá de una muestra de lavandina comercial, que se sabe que contiene entre 50

y 100 g de cloro activo por litro de solución. Para la determinación de cloro activo por

iodimetría deberá traer escrito un protocolo, que incluya lo siguiente (teniendo en cuenta

los reactivos sólidos y las soluciones con las que cuenta para realizar este TP):

- ¿Qué volumen de la muestra de lavandina utilizará? - ¿Es conveniente realizar una dilución de la muestra de lavandina? - ¿Qué otros reactivos (y en qué cantidades) deberán agregarse al Erlenmeyer junto

con la alícuota a titular?

Informar los gramos de cloro activo por litro de muestra.

1.3 Informe

Entregar antes de la finalización del turno el resultado obtenido, que deberá estar informado en las unidades que correspondan (gramos de cloro activo por litro de muestra) y no en el parámetro primario del cual se calculan los resultados (mL)

Bibliografía

- Laitinen, "Chemical Analysis", McGraw Hill Book Co.

- Blaedel & Meloche, "Elementary Quantitative Analysis", Harper & Bow

- Kolthoff, "Análisis Químico Cuantitativo", Nigar



TRABAJO PRÁCTICO N° 9

DISGREGACION DE MUESTRAS PARA EL ANÁLISIS

INORGÁNICO

Objetivos

Realizar la determinación de titanio en una muestra sólida o semisólida Introducir el uso de métodos de disgregación y disolución para solubilizar y analizar

por la vía húmeda de analitos inorgánicos presentes en matrices complejas.

Introducción

1.-Principios

En los métodos de análisis cuantitativo que se llevan a cabo por vía húmeda, la primera

etapa a realizar es la preparación de una solución adecuada para el análisis. Esta

operación no debe producir pérdida del material a analizar ni debe introducir grandes

cantidades de sustancias, que luego sean difíciles de eliminar o que puedan introducir

contaminantes o interferentes con el análisis.

Se acostumbra emplear ácidos minerales para disolver numerosas muestras, ya que su

exceso puede volatilizarse con facilidad.

Los ácidos que no presentan carácter oxidante (H3PO4, H2SO4(d), HCl y HClO4(d)), suelen

utilizarse para disolver sales y óxidos.

Con estos ácidos, un metal sólo puede disolverse si se le oxida a sus iones con la

correspondiente liberación de H2(g). La solubilidad de los metales en los ácidos no

oxidantes puede predecirse basándose en los potenciales de reducción: el Ered de la cupla

Men+/Me debe ser más negativo que el correspondiente a la cupla H+/H2. Sin embargo,

aunque la reacción sea termodinámicamente favorable , puede ocurrir que el

proceso sea muy lento (cinéticamente desfavorable), o que el metal se recubra de una

capa de óxido que impida el ataque del ácido (pasivación).

En el caso de ácidos oxidantes, el anión del ácido se ve involucrado en la reacción. En el

caso del ácido nítrico, es la reducción del nitrato la que permite la oxidación y la disolución

de los metales. En algunos casos, el ácido nítrico reacciona con metales como Sn, Sb, W,

Mo, produciendo ácidos débiles u óxidos insolubles que pueden separarse y disolverse

adecuadamente.

También los aniones pueden actuar como complejantes de la forma oxidada del metal,

favoreciendo la disolución.

El uso de ácidos, bases, sustancias oxidantes, reductoras, complejantes, etc, permite

resolver una importante cantidad de problemas sólidos o suspensiones que requieran de

un análisis inorgánico por la vía húmeda. No obstante ello, en algunos casos la extensión

del ataque, el tiempo que demanda y la temperatura que requiere (nótese que la

temperatura de ebullición de los ácidos mencionados es relativamente baja y el reactivo se

pierde) demanda el uso de disgregación con sólidos las que, al utilizar la fusión de un

sólido o suspensión, permiten aumentar drásticamente la temperatura de trabajo.


1.1.-Disgregación de muestras

Los tipos de disgregación más frecuentes son: Disgregación alcalina (simple, oxidante,

reductora, sulfurante), Disgregación ácida y Disgregación gaseosa.

La disgregación alcalina simple se aplica a sales muy insolubles, del tipo silicato,

fluoruro, sulfato, etc., y a algunos óxidos de la forma M2O3.

La disgregación alcalina oxidante se emplea con sustancias que contienen elementos

como Cr, Mn, Mo, capaces de formar aniones por oxidación, mientras que la reductora se

usa con aquellas sustancias capaces de dar metal por reducción.

La alcalina sulfurante se emplea con muestras que contengan elementos del subgrupo

2B de la segunda división de cationes, ya que estos forman tiosales.

La disgregación con ácidos fuertes se utiliza con muestras salinas de ácido más volátil

que el ácido disgregante. Entre las más utilizadas se puede mencionar la disgregación de

Berzelius que utiliza HF para el ataque de silicatos en un medio sulfúrico que actúa como

deshidrante.

La disgregación ácida con KHSO4 se utiliza para óxidos metálicos con los que forman

sulfatos solubles, tal como es el caso del dióxido de titanio.

Para investigar elementos alcalinos en silicatos se emplea la disgregación Lawrence-

Smith, que consta de tratar la muestra con una mezcla de CaO y NH4Cl 7:1

respectivamente.

Según el estado físico del disgregante, variará la técnica operativa de disgregación. En el

caso general de disgregantes sólidos, un procedimiento frecuente consiste en mezclar

íntimamente la muestra con las proporciones convenientes del disgregante. En líneas

generales, la técnica a emplear es:

1) En un crisol apropiado, mezclar la muestra con el disgregante sólido o la mezcla de

disgregantes en la proporción adecuada (en general disgregante/muestra 5:1).

2) Calentar suavemente primero y enérgicamente luego, hasta fundir la masa disgregante

usando mechero Mecker sobre tela metálica.

3) Mantener fundida la masa durante 15 minutos aproximadamente.

4) Dejar enfriar y tomar con agua o agua acidulada, según corresponda. Ayudar a

deshacer la pastilla con una varilla.

5) Centrifugar.

6) Investigar los iones sobre el líquido sobrenadante.

En el caso de una disgregación con ácidos, por ejemplo con H2SO4 y HF, la técnica será:

1) En un crisol de platino colocar aproximadamente 50 mg de silicato en forma de polvo

fino o vidrio molido.

2) Agregar 5 gotas de H2SO4 concentrado y mezclar con alambre de platino.

3) Agregar 1 mL de HF y evaporar en baño de agua a ebullición.

4) Agregar nuevamente HF y evaporar en baño de arena hasta la aparición de humos

blancos de anhídrido sulfúrico (SO3).

5) Dejar enfriar. Pasar el contenido del crisol a un tubo de ensayos enjuagando con agua

destilada (aproximadamente 5 mL).

6) Sobre la solución realizar el análisis de los iones correspondientes.


1.2.-Destrucción de materia orgánica

Cuando se debe destruir materia orgánica como paso previo a la determinación de

metales, la elección del método a utilizar dependerá de:

a) La naturaleza de la muestra y de los constituyentes inorgánicos.

b) Del metal a analizar y del método que se utilice para ello.

Existen dos formas de destruir la materia orgánica: por vía seca y por vía húmeda.

1.2.1.-Destrucción de materia orgánica por vía seca

El uso de un crisol o cápsula y de calor proporcionado por la llama de un mechero, una

plancha calefactora o una mufla, resulta el método más sencillo que permite destruir la

materia orgánica. En general, la muestra primero se seca para evitar proyecciones y luego

se quema el crisol, controlando la temperatura cuando se usa una llama y evitando que se

incendie, hasta que se elimine el carbón. Si se dispone de mufla, el proceso suele

realizarse entre 500 y 550°C y, en algunos casos, es necesario trabajar con una rampa de

temperaturas para evitar proyecciones.

Esta técnica posee la ventaja de requerir poca atención del operador y de minimizar el

riesgo de contaminación de la muestra, pero suele ser poco recomendable en el análisis de

trazas de elementos, dado el peligro de que se produzca pérdida de los mismos por

volatilización.

Los metales que sufren pérdidas considerables por volatilización son As y Hg, y en menor

grado Cd, Cu, Ag y Pb; La magnitud de las pérdidas depende considerablemente de la

composición de la muestra. Otra desventaja es que a veces es muy difícil lograr la

eliminación total del carbón. Se debe tener en cuenta que en muestras que contengan

aluminio, silicatos, etc., se obtienen residuos insolubles que luego deben ser disgregados.

Estos problemas se pueden resolver con la adición de coadyuvantes (como el KNO3) e

incluso se puede utilizar una etapa final con ácido nítrico para oxidar el carbón, operación

que se realiza sobre plancha calefactora hasta desaparición del color gris que genera el

carbón sobre el residuo de mineralización.

1.2.2.-Destrucción de materia orgánica por vía húmeda

Estos métodos suelen preferirse cuando se desea analizar algún elemento que se

encuentra a nivel de trazas, ya que el ataque no requiere temperaturas tan elevadas y las

condiciones pueden controlarse para disminuir el riesgo de pérdida por volatilización. En el

caso de la disgregación con ácidos, se utiliza ácido nítrico concentrado como oxidante y

ácido sulfúrico como deshidratante para que la reacción de oxidación –que tiene al agua

como producto- proceda. No obstante, la contaminación puede ser importante haciendo

imprescindible el uso de ácidos de muy alta pureza ya que, en función de la cantidad de

materia orgánica en la muestra, los volúmenes de ácidos a agregar suelen ser lo

suficientemente importantes como para producir blancos de reactivos altos. Recordar que

el blanco de reactivos es mandatorio en todas estas operaciones.

Este tipo de ataques se suelen realizar en balones Kjeldahl, produciéndose un reflujo

parcial de los ácidos calientes. Se utilizan, tal como se señala más arriba, HNO3 + H2SO4,


el primero como oxidante y el segundo como deshidrante e indicador del consumo

completo del oxidante a través de la aparición de humos blancos de SO3. La persistencia

de carbón en la solución (observable por el color caramelo que adquiere) aún después del

desprendimiento de SO3, obliga a nuevas adiciones de nítrico hasta que el color

desaparezca.

Además de la mezcla HNO3/H2SO4, se pueden utilizar otras como HNO3/HClO4/ H2SO4,

H2SO4/H2O2, H2SO4/KmnO4, etc.

Como la mejor opción de digestión depende de la cantidad de muestra a mineralizar, la

matriz de muestra, y el tipo y concentración esperable del analito en la matriz, se

recomienda consultar las normas nacionales e internacionales aconsejadas para cada tipo

de muestra (EPA, FDA, WHO, ASTM, IRAM, etc. )

Parte Experimental

2.-Determinación de titanio en material plástico

2.1.-Materiales

Cápsula o crisol grande de porcelana. Mechero. Tela metálica. Triángulo de arcilla. Pipetas graduadas y aforadas. Varilla de vidrio. Matraces aforados de 10,00; 25,00; 50,00 y 100,00 mL. Tubos de hemólisis. Probeta de 50 mL.

2.2.-Reactivos

Sulfato ácido de potasio (KHSO4). H2SO4 1,5 M. Solución patrón de Titanio de 1000 mg/L. Agua oxigenada 50 vol. (H2O2 15%).

2.3.-Procedimiento

1. Separar en dos mitades aproximadamente iguales la muestra (capuchón, pastel, pintura,

según indicación del docente) y pesar cada porción precisamente en sendas cápsulas o

crisoles de porcelana (para realizar duplicado).

2. Eliminar la materia orgánica calentando sobre tela metálica, bajo campana, hasta

obtener un residuo sólido marrón La temperatura debe elevarse gradualmente para

evitar que la muestra se incendie y se produzcan proyecciones. Para la eliminación

del residuo sólido carbonoso colocar el crisol a fuego directo sobre triángulo de arcilla por

unos minutos hasta aparición de un residuo blanco recubriendo el fondo del recipiente.

Para acelerar el proceso de eliminación del residuo carbonoso pueden colocarse unas

gotas de ácido nítrico y calentar evitando proyecciones.

3. Apagar el mechero, dejar enfriar y en la misma cápsula o crisol agregar

aproximadamente 1,5 g de KHSO4. Llevar a fusión calentando con mechero sobre tela


metálica, primero suavemente y luego de ser necesario llevar a fuego directo cuidando

que no se produzcan proyecciones, hasta que se forme una solución traslúcida amarilla

y sin residuos insolubles.

4. Dejar enfriar y disolver en aproximadamente 10 mL de H2SO4 1,5 M. Para favorecer la

disolución romper la pastilla formada con varilla de vidrio y calentar suavemente sobre tela

metálica.

5. Una vez enfriada la solución a temperatura ambiente, trasvasar a un matraz aforado de

50 mL. Enjuagar la capsula o el crisol varias veces volcando siempre en el matraz y

enrasar con H2SO4 1,5 M (solución A).

6. Preparar soluciones que contengan entre 10 y 75 mg de Ti(IV)/L (consultar con el

docente) a partir de una solución patrón de 1 g de Ti (IV) /L. Usar H2SO4 1,5 M para

preparar las diluciones.

7. Colocar 2 mL de cada solución en tubos de hemólisis y agregar una gota de H2O2 15%

v/v a cada tubo. Realizar el mismo procedimiento con la solución A (original y duplicado).

8. Comparar el color de la muestra con los patrones y estimar la concentración de titanio

en la solución A.

9. Medir espectrofotométricamente las soluciones (tanto diluciones como solución A) y

calcular la cantidad de titanio en la muestra expresada como mg Ti(IV)/g muestra.

Cuestionario

1) ¿Cuándo trata una muestra sólida y calienta se puede dar lugar a la formación de ciertos

gases como O2, H2S, HCl, etc?. Dé ejemplos de su procedencia.

2) ¿Qué es el agua regia? ¿Cómo actúa sobre el HgS y sobre el Pt? Escriba las

ecuaciones completas. ¿Qué tipo de sustancias son solubles en agua regia?

3) ¿Qué tipo de disgregantes conoce? ¿Para qué sustancias se utilizan? ¿Qué crisoles se

utilizan en cada caso?

4) ¿Cómo disolvería los siguientes compuestos?:

a) Al2O3.

b) Cr2O3.

c) SiO2.Al2O3.K2O.

d) SiO2.Al2O3.

e) SnO2.

5) Describa el método de Lawrence-Smith. Explique en qué casos es útil su empleo.

Aplique el método a la disgregación de un vidrio con las ecuaciones completas.

6) Indique, en el método de Berzelius (disgregación con HF y H2SO4) ¿Por qué se agrega

cada reactivo? Escriba las ecuaciones que tienen lugar en la disgregación.

7) Escriba la reacción entre TiO2 y KHSO4, indicando con claridad el producto soluble de

titanio obtenido.

8) Escriba la reacción que da lugar a la aparición del complejo coloreado con H2O2 que

permite la cuantificación espectrofotométrica de titanio en el visible. ¿Cuáles son las

interferencias de la misma?, ¿cómo afectaran la determinación del analito?.



ESPECTROFOTOMETRÍA

Objetivos

Introducir el uso de espectroscopia de absorción molecular (absorciometría) en la química analítica.

Analizar los errores absolutos y relativos en las determinaciones espectrofotométricas de concentración y la forma de minimizar los mismos.

Discutir el cumplimiento de la ley de Lambert-Beer.

Analizar la relación entre longitud de onda, ancho de las bandas y color percibido.

Relacionar la espectrofotometría con la percepción directa de color, y el uso de métodos que implican indicadores coloreados.

Poder hacer un examen minucioso de las características de los equipos de espectrofotometría, de modo de estar capacitado para elegir adecuadamente.

Introducción

1.1 Ley de Lambert - Beer

La ley de Lambert-Beer relaciona la intensidad de luz entrante en un medio, con la

intensidad saliente después de que en dicho medio se produzca absorción.

La relación entre ambas intensidades puede expresarse a través de la siguiente relación:

Donde:

I1 e I0 son las intensidades saliente y entrante respectivamente. A es la absorbancia. l es la longitud del medio por donde pasa la luz c es la concentración de la substancia absorbente en el medio

es el coeficiente de absorción.


En el caso de que la concentración esté dada en unidades de molaridad, se usa la

absortividad molar en vez de .

se suele dar en unidades de M-1cm-1

La ley determina que hay una relación exponencial entre la transmisión de luz a

través de una sustancia y la concentración de la sustancia, así como también entre la

transmisión y la longitud del cuerpo que la luz atraviesa.

Si conocemos l y α, la concentración de la sustancia puede ser deducida a partir de

la cantidad de luz transmitida.

Habitualmente se escribe la ley simplemente como A = lc, siendo

A = -log T (T = I1/I0 se denomina transmitancia)

En química analítica, la longitud del medio suele ser fija, determinada por la cubeta

donde se coloca la substancia a medir. Por lo tanto, la concentración c puede determinarse

fácilmente si se conoce la absortividad molar .

Como puede variar con la temperatura y con la presencia de otras substancias

(solvente de medición, sales, etc.), generalmente se utiliza una curva de calibración para

obtenerlo en forma directa en las mismas condiciones (o similares) que en la medida a

realizar.

El método de agregado patrón es particularmente útil cuando se desconoce la

composición de la matriz, ya que permite reproducir más fielmente las condiciones de la

medición.

1.2 Espectro electromagnético

La región conocida como “visible” del espectro electromagnético se extiende de 400

a 700 nm de longitud de onda aproximadamente. Por debajo de los 400 nm se encuentra el

ultravioleta (UV). Por encima de 700 nm el infrarrojo (IR). En general, a la

espectrofotometría entre 100 y 2000 nm se la denomina UV-Vis, por más que se extienda

en forma importante en el IR.

La percepción de color en el ojo es variable para cada ser humano (y aun más

variable si se comparan diferentes especies animales). No solamente el rango de

longitudes de onda puede variar, sino también la cantidad y “representación cerebral” de

los colores percibidos. Esto último es evidente en las personas que sufren de ceguera

parcial a los colores, conocida como Daltonismo.

Para los individuos no daltónicos, la percepción de los colores se da a través de tres

fotorreceptores llamados conos que se encuentran en la retina, que son sensibles a

diferentes regiones del espectro visible, como se indica en la figura.


La excitación diferente de los 3 receptores genera las diversas percepciones de color. Por

ejemplo, si el cono M y el cono L son excitados en forma más o menos similar, se percibe

un color amarillo. Esto ocurre alrededor de 580 nm. Si el cono M es el más excitado, se

verá rojo ( > 610 nm), mientras que el cono S excitado en forma individual se percibe azul

( ~ 450 nm). Si todos los conos se excitan la sensación es de luz blanca. Así para todos

los colores.

Si bien la percepción de color en el ojo es adecuada para la vida diaria, no llega a

igualarse a la medición espectrofotométrica. El ancho de banda de los receptores es

grande, solo hay 3 tipos, y, sobre todo, la percepción de la intensidad no es lineal. Por lo

tanto, es extremadamente difícil, aun para el ojo entrenado, determinar concentraciones de

substancias coloreadas en base a inspección ocular.

Se puede mejorar la performance utilizando patrones de color (como en el papel pH

o el indicador universal) o patrones de intensidad con color constante (como en los

ensayos colorimétricos de cloro en piletas), pero es imposible medir con precisión mejor

del 5% por estos métodos.

1.3 Error en las determinaciones espectrofotométricas

Las fuentes de error en la absorciometría son –como en todos los métodos

analíticos- muy diversas. En esta práctica nos focalizaremos solo en aquellos errores que

son propios del método.

En la mayoría de los métodos de medición, en especial los instrumentales, el error

absoluto suele ser aproximadamente fijo y por lo tanto el error relativo aumenta al disminuir

la magnitud observada (p.ej. la masa o concentración).


Este no es el caso de la medición de concentración por absorciometría. El error

relativo es mayor tanto al disminuir como al aumentar la concentración de cualquier

substancia. Esto no tiene que ver con posibles desviaciones de la Ley de Beer (si bien

estas desviaciones pueden añadir más error) sino con la física inherente al método.

Por lo tanto, se explorará en la práctica como minimizar el error relativo en la

concentración, y se determinará que las mejores condiciones de medición se dan para un

determinado rango de absorbancias.

Parte Experimental

2.1 Ley de Lambert-Beer y determinación de Fe(II) 2.1.1 Reactivos

- Solución de 1,10-fenantrolina: disolver 0,1 g de 1,10-fenantrolina monohidratada en 100 mL de agua destilada; si es necesario, calentar para disolverla.

- Solución de ácido ascórbico: disolver 0,4 g de ácido ascórbico en 100 mL de agua destilada.

- Solución de acetato de sodio: disolver 10 g de acetato de sodio en 100 mL de agua destilada.

- Solución de 1000 ppm Fe(II): Preparada por el plantel docente (se pesaron 7,000 g de sulfato de amonio y hierro(II) para análisis, se disolvió en agua y se transfirió a un matraz aforado de 1 L Se agregan 2,5 mL de ácido sulfúrico concentrado y se diluye la solución hasta el enrase con agua destilada).

2.1.2 Método

- Pipetee 1 y 10 mL de la solución patrón de Fe(II), transfiera el volumen a sendos matraces de 100 mL rotulándolos 1 y 2, respectivamente y complete hasta el enrase con agua destilada.

- Pipetee 1, 2 y 5 mL de la solución 1 a tres matraces de 100 mL, y 1, 2, 5 y 10 mL de la solución 2 a cuatro matraces de 100 mL. Estos 7 matraces contendrán los puntos correspondientes a la curva de calibración de Fe(II). En otro matraz coloque aproximadamente 50 mL de agua destilada para que sirva de blanco y en otro coloque exactamente 50,00 mL de muestra incógnita. A cada uno de los matraces adicione 1 mL de la solución de ácido ascórbico, 10 mL de la solución de 1,10-fenantrolina y 8 mL de la solución de acetato de sodio. Luego complete el enrase de todos los matraces con agua destilada, homogenice y deje en reposo durante 10 minutos.

- Empleando el blanco como referencia y cualquiera de las soluciones patrón preparadas, mida el espectro de absorción en el intervalo de 400 a 700 nm. Salve los espectros obtenidos. Seleccione la longitud de onda de trabajo más adecuada para una medición de concentración.

Efectúe el mismo procedimiento con su muestra incógnita.

Guarde las soluciones ya que las utilizará en el punto siguiente.

2.1.3 Tratamiento de Resultados

1- Grafique los valores de absorbancia a la longitud de onda elegida para cada una de las

soluciones patrón preparadas. Analice el gráfico obtenido, identificando los valores

aceptables y los “outliers” (desviados).

2- Aplique el modelo de regresión lineal basado en cuadrados mínimos a los datos


experimentales obtenidos. ¿ Con qué datos aplicará este método ?

¿ Utilizará todos ? ¿ Qué pasa si tiene muchos datos “outliers” ?

3- Examine el ámbito de linealidad de la curva de calibración obtenida mediante el análisis

de los residuos. Defina el ámbito lineal de trabajo.

4- Calcule los valores de ordenada al origen y pendiente con sus correspondientes

intervalos de confianza.

5- Calcule la sensibilidad del método.

6- Calcule el límite de detección del método como tres veces la desviación estándar del

blanco y como tres veces la desviación estándar de la ordenada al origen de la recta de

calibrado.

7- Interpole el valor de absorbancia de la muestra en la curva de calibración obtenida y

cuantifique la concentración de hierro expresando el resultado en mgFe/L de muestra con

su correspondiente intervalo de confianza.

Guarde los espectros, ya que los deberá utilizar en un análisis posterior.

2.2 Errores en la determinación espectrofotométrica 2.2.1 Error inherente del método absorciométrico

Coloque la integración del espectrofotómetro en 1, manteniendo el boxcar en 8.

Empleando el blanco como referencia y cualquiera de las soluciones patrón preparadas,

mida el espectro de absorción (nuevamente) en el intervalo de 400 a 700 nm. Elija la

longitud de onda de trabajo y para cada solución de calibración mida 10 veces en el modo

PLAY-PAUSA, anotando los 10 valores obtenidos de absorbancia para cada punto, con 3

decimales de precisión.

Tratamiento de Resultados

1 - Usando una planilla de cálculo, introduzca los 10 valores de absorbancia obtenidos a

cada concentración.

Grafique los puntos obtenidos, en función de la concentración y analice el resultado.

2 - Calcule para cada concentración el promedio y el desvío estándar de la absorbancia.

Con estos valores, utilizando la ley de Beer con los parámetros obtenidos en el punto 2.1,

obtenga la concentración más probable <c> y el desvió estándar d para cada solución

patrón. (Tenga en cuenta que los valores obtenidos de concentración calculados deberían

ser cercanos a los valores de concentración usados en la curva patrón, ya que se trata de

las mismas soluciones.)

3 - Grafique los errores relativos, calculándolos como d / <c> (en el eje Y), en función de

la absorbancia de la muestra (en el eje X). Analice el gráfico obtenido y discuta.

2.2.2 Otras fuentes de error Coloque la integración del espectrofotómetro en 10, manteniendo el boxcar en 8.

Coloque en la cubeta la solución que haya dado el menor error en el punto 2.2.1.

Introduzca la cubeta en el porta cubetas y mida en la longitud de onda escogida con

anterioridad. Anote el resultado.

Retire la cubeta, espere 10 segundos y vuelva a colocarla. Mida nuevamente y anote el


nuevo valor. Repita hasta tener 16 mediciones.

Estime el desvió estándar correspondiente a la colocación de la cubeta. Discuta el

resultado obtenido.

2.3 Informe

El informe de esta práctica consta de dos partes: Una de formato breve y uno extenso. El

breve se realizará inmediatamente después de terminar la práctica, en la misma

clase. En el mismo deberá incluir la absorbancia de la muestra incógnita, la longitud de

onda a la cual fue medida y concentración calculada.

En el informe extenso deberá incluir los datos anteriores, adicionando las tablas de datos

intermedios y el análisis pormenorizado de las fuentes de error, con todos los parámetros

estadísticos realizados.


TRABAJO PRACTICO Nº 11 FLUORESCENCIA MOLECULAR Y CALIBRACION: DETERMINACIÓN DE QUININA EN AGUA TONICA

Objetivos

Introducir conceptos básicos de fluorescencia molecular.

Determinar la concentración de quinina en una muestra comercial de agua tónica a través de las técnicas de estándar externo y de agregado patrón.

Discutir las diferencias observadas en la concentración de quinina en el agua tónica en base a las metodologías de calibración utilizadas.

Introducción En los métodos ópticos de luminiscencia molecular, entre los cuales se encuentra la fluorescencia y la fosforescencia, las moléculas de analito se excitan para dar una especie cuyo espectro de emisión suministra información para el análisis cualitativo y cuantitativo. La medida de la intensidad de fotoluminiscencia permite la determinación cuantitativa de un conjunto de especies inorgánicas y orgánicas importantes, a niveles traza. Uno de los aspectos más atractivos de la luminiscencia es su inherente sensibilidad, con límites de detección característicos del orden de partes por billón. Otra ventaja de los métodos fotoluminiscentes radica en sus amplios intervalos de linealidad. En general los métodos luminiscentes se aplican menos que los métodos de absorción en los análisis cuantitativos debido a que el número de especies que absorben radiación ultravioleta/visible es mucho mayor que el de especies que presentan fotoluminiscencia tras la absorción de radiación en esta región del espectro.

Fluorescencia Una vez que una molécula ha absorbido un fotón (10-15 a 10-14 s), la misma puede volver a su estado fundamental mediante una combinación de varias etapas mecanísticas. En particular, centrándose en el fenómeno de fluorescencia (velocidad significativamente más lenta): En la figura 1 las flechas rectas (absorción y fluorescencia) conllevan a procesos radiativos, mientras que las flechas curvas son procesos no radiantes. Una molécula puede promocionarse a cualquiera de los diversos niveles vibracionales durante el proceso de excitación electrónica. Sin embargo, en disolución, el exceso de energía vibracional se pierde inmediatamente (10-12

s) como consecuencia de las colisiones entre las moléculas de las especies excitadas y las del solvente.


Figura 1: Diagrama de energía simplificado para un sistema fluorescente

Este proceso de relajación es tan eficaz que la fluorescencia de la solución, cuando tiene lugar, siempre incluye una transición desde el nivel vibracional más bajo de un estado electrónico excitado. Como consecuencia, la banda de fluorescencia se desplaza hacia menores frecuencias respecto a la banda de absorción (desplazamiento de Stokes). Para el caso de la molécula estudiada en este trabajo práctico, la quinina, los espectros de absorción y emisión son los siguientes (Fig. 2):

Figura 2: Espectros de absorbancia y de fluorescencia de una solución de QUININA y

estructura química

Instrumentos para la medida de la fluorescencia Los distintos componentes de los instrumentos para la medida de la fluorescencia son similares a los que se encuentran en los fotómetros o espectrofotómetros ultravioleta/visible. A continuación se muestra un esquema simplificado de los componentes del fluorímetro utilizado (Fig. 3):


Figura 3: Diagrama simplificado de los componentes del espectrofluorímetro

El haz de la muestra pasa primero por un filtro o monocromador de excitación, que transmite la radiación que provocará la fluorescencia pero excluye o limita la radiación de la longitud de onda de la emisión fluorescente. La fluorescencia se propaga desde la muestra en todas las direcciones pero lo más conveniente es observar la que forma un ángulo recto con el haz de excitación; a otros ángulos, la dispersión producida en la solución y en las paredes de las cubetas aumenta y se pueden cometer grandes errores en la medida de la intensidad. La radiación emitida llega a un fotodetector después de haber pasado por un segundo filtro o monocromador que aísla la fluorescencia para su medida.

Efecto de la concentración en la intensidad de fluorescencia La intensidad de la emisión fluorescente medida F es proporcional a la intensidad del haz de excitación absorbido por el sistema. Esto es,

F = K (I0-I) = K (1-10-Abs) (1)

Donde Io es la intensidad del haz que incide sobre la solución e I es su intensidad después de atravesar una longitud b del medio. La constante K depende del instrumento utilizado (sensibilidad del detector, pérdidas de luz, etc.) del rendimiento cuántico del proceso de fluorescencia, que es simplemente la relación entre el número de moléculas que emiten fluorescencia respecto al número total de moléculas excitadas. Para relacionar F con la concentración c de la especie fluorescente, se utiliza la ley de Beer, y a concentraciones bajas, tales que A < 0,05 tenemos:

F = 2.303 K b c Io (2)

Y cuando la intensidad I0 es constante simplemente F = K' c

USB


Así, la representación gráfica de la intensidad de fluorescencia de una solución frente a la concentración de especies emisoras debería ser lineal a bajos valores de absorbancia de la solución (que generalmente corresponden a bajas concentraciones).

PARTE EXPERIMENTAL Materiales

Espectrofotómetro Ocean Optics USB 650.

Soluciones patrón de quinina 250 ppm y de H2SO4 0,1 M.

Matraces aforados de 10,0 mL.

Pipetas aforadas de 2,00 y 5,00 mL.

Pipetas automáticas de 1000 L.

Cubeta para fluorescencia.

Muestra de agua tónica previamente desgasada.

Procedimiento

1- Encender el espectrofotómetro y setearlo en el modo fluorescencia. Para ello, posicionar la llave hacia abajo (la misma tiene 3 posiciones: arriba = modo absorbancia; centro = apagado y abajo = modo fluorescencia).

2- Dejarlo estabilizar al menos 15 minutos antes de utilizarlo.

3- Setear en el software los siguientes parámetros: promedio de lecturas (“Scans to average”) en 5 y ancho de rendija digital o cantidad de pixels promediada (“boxcar average”) en 9. Con respecto al tiempo de integración (“integration time”), setearlo de forma tal que el patrón más concentrado de un máximo de aproximadamente 3000 cuentas. Nota: todos los patrones y las muestras deben ser medidos con exactamente los mismos parámetros.

4- Es aconsejable, una vez colocada la cubeta con la muestra a medir, colocar un objeto opaco sobre el módulo porta-muestras tapando la entrada de luz, de forma tal de eliminar la luz espuria.

5- Tener en cuenta que presionando el ícono el equipo mide en forma continua, al presionar el ícono se pausa la medición y mediante el ícono el equipo realiza una sola medición.

6- Medir inicialmente el "negro", que corresponde a la señal en ausencia de luz colocando el bloque opaco en el porta-muestras, mediante el comando Control+D o bien presionando el ícono

7- A continuación medir los patrones y las muestras. Tener en cuenta mediante la opción “scope” o F6 el equipo mide directamente la muestra, mientras que mediante la opción “scope minus dark” o F7, el equipo arroja el espectro de la muestra habiendo restado el blanco.

8- Grabar los datos seleccionando como tipo de formato de archivo “Tab delimited, no header”.

Para la calibración por estándar externo: 9- Preparar 6 patrones de quinina, de las siguientes concentraciones: 12,5 ppm; 25

ppm; 30 ppm; 37,5 ppm; 50 ppm y 100 ppm. Para ello deberá utilizar 6 matraces de


10,0 mL, colocar en cada uno de ellos 5,00 mL de solución de H2SO4 0,1 M (ya preparada), el volumen adecuado de solución de quinina 250 ppm (ya preparada) y enrasar con agua destilada.

10- Medir la fluorescencia de cada patrón de quinina y del blanco (H2SO4 0,05 M). 11- Graficar los resultados (Intensidad de Fluorescencia a 487 nm vs. Concentración) y

observar si existen desviaciones de la linealidad. En caso de existir desviaciones a concentraciones altas, preparar nuevos patrones dentro del ámbito dinámico lineal, de tal manera de obtener una curva de calibración con seis puntos.

12- Medir la fluorescencia de una dilución 1:2 de la muestra de agua tónica. Para preparar dicha dilución tenga en cuenta que la concentración de H2SO4 en la muestra diluida debe ser 0,05 M.

13- Determinar la concentración de quinina en la muestra de agua tónica, expresándola en unidades de ppm.

Para la calibración por agregado patrón: 14- Colocar 2,00 mL de la solución preparada en el punto 12 en una cubeta para

fluorescencia y registrar la intensidad de fluorescencia.

15- Con una pipeta automática, colocar 100 L de la solución patrón de quinina de 250 ppm en la cubeta que contiene la dilución 1:2 de la muestra de agua tónica. Mezclar con cuidado y registrar la intensidad de fluorescencia a 487 nm.

16- Colocar 100 L adicionales de la solución de quinina de 250 ppm, mezclar cuidadosamente, y registrar la intensidad de fluorescencia a 487 nm.

17- Repetir el procedimiento anterior, hasta contar con seis agregados patrón. 18- Graficar y = (Intesidad de fluorescencia a 487 nm x V) / V0 vs. x = (Conc. quinina

agregada x VS) / V0, donde VS corresponde al volumen de la solución patrón agregada en cada punto, V0 corresponde al volumen inicial de muestra y V corresponde a V0 + VS.

19- Determinar la concentración de quinina en la muestra, por extrapolación en el eje x, expresándola en unidades de ppm.

Informe El informe de esta práctica consta de dos partes: Una de formato breve y una de formato extenso. El breve se realizará inmediatamente después de terminar la práctica, en la misma clase. En el mismo deberá incluir la determinación de la concentración de quinina en la muestra comercial de agua tónica a través de las técnicas de estándar externo y de agregado patrón. En el informe extenso deberá incluir los datos anteriores y el análisis pormenorizado de las fuentes de error, con todos los parámetros estadísticos realizados y una discusión acerca de las diferencias observadas en la concentración de quinina en el agua tónica en base a las metodologías de calibración utilizadas.

Cuestionario

1- ¿Por qué la espectroscopia de fluorescencia es potencialmente más sensible que la espectroscopia UV-Visible?

2- ¿Por qué es necesario trabajar en medio ácido para la determinación de quinina? 3- ¿Por qué se obtienen concentraciones diferentes al realizar las curvas de

calibración por distintas metodologías?


4- ¿Es posible determinar la concentración de quinina en agua tónica utilizando espectroscopía UV-Visible? En caso afirmativo, describa el experimento (tenga en cuenta que el agua tónica contiene benzoato de sodio, agregado como conservante).

Bibliografía General de Fluorescencia Molecular

Skoog, Holler, Nieman “Principios de Análisis Instrumental”, quinta edición, Mc.Graw-Hill (2000), capítulo 15.

Daniel C. Harris, “Quantitative Chemical Analysis”, séptima edición, W. H. Freeman and Company, New York (2007).

Determinación de quinina en agua tónica por fluorescencia

S. Pandey, T. L. Borders, C. E. Hernández, L. E. Roy, G. D. Reddy, G. L. Martínez, A. Jackson, G. Brown, W. E. Acree Jr., J. Chem. Educ. 1999, 76, 85-87.

J. E. O´Reilly, J. Chem. Educ. 1975, 52, 610-612.

R. L. Duncan, J. W. Kierkpatric, R. E. Neas, J. Chem. Educ. 1972, 49, 550-551.

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