Determinación de la acidez total en jugos de fruta1. Objetivos Determinar el porcentaje de acidez en jugos Determinar el grado de acidez titulado. Determinar el tipo de ácido que predomina en estas frutas MATERIALES Erlenmeyer de 100mL Cilindro de 10mL Soporte Universal Pinzas Bureta REACTIVOS Agua destilada Naranja Mandarina Jugo comercial (cifrut) Fenolftaleína, 0,01 % m/v Hidróxido de Sodio (NaOH), 0,1 M Biftalato de potasio, (C8H5O4K) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: Preparación y estandarización de una solución 0,25 N de NaOH por pesada directa del patrón primario biftalato de potasio 1. Calcular los gramos necesarios de hidróxido de sodio para preparar 250 mL de solución de NaOH 0,1 M. Pesar la cantidad calculada, transferirlos a un vaso de precipitados de 50 mL, disolver con un poco de agua destilada y luego transferir el contenido a un matraz aforado de 250 mL. Recuerde llenar parcialmente el matraz con agua destilada antes de agregar los gramos de NaOH. Enrasar con agua destilada hasta el aforo (no se debe completar a volumen hasta que la solución esté fría). Trasvasar a un frasco plástico limpio y rotular. 2. Titulación o estandarización de la solución de NaOH anteriormente preparada por pesada directa del patrón primario biftalato de potasio: a) Secar por 3 horas el biftalato de potasio. Luego pesar con una muestra aproximada de 0,5 g y pasarlos cuantitativamente a un vaso de precipitados de 50 mL, disolver con un poco de agua destilada y luego transferir el contenido a un matraz erlenmeyer, disolverlos en 50 mL de agua destilada y agregar 2 gotas de solución indicadora fenolftaleína (solución al 0,1% p/v en etanol). b) Desde una bureta agregar gota a gota la solución de NaOH 0,1 M preparada, agitando durante la adición, hasta la aparición de un color rosa permanente. Anotar el volumen gastado. Calcular la molaridad de la solución de NaOH que se preparó. Informar el resultado con su desviación estándar y expresar la concentración con el número correcto de cifras significativas. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. Exprimir las frutas en estudio Filtrar para eliminar residuos sólidos de la fruta. Medir 1 mL del jugo por triplicado y trasvasar a erlenmeyers de 250 mL Adicionar 9 mL de agua destilada a cada muestra y mezclar Adicionar 3 gotas del indicador fenolftaleína a cada muestra Titular con la solución de NaOH hasta el cambio de color del indicador Anotar volumen gastado. Análisis de mezclas de carbonatos Reactivos: - Solución estándar de HCl 0,100 M. - Carbonato de sodio, Na2CO3, deshidratado (secado a 150 ºC por una hora). - Solución de una mezcla de Na2CO3/NaHCO3. - Solución de una mezcla de Na2CO3/NaOH. - Solución de indicador de fenolftaleína al 0,01 % m/v. - Solución de indicador de verde de bromocresol al 0,01 % m/v. Muestras: - Puras: soluciones de mezclas de Na2CO3/NaHCO3 y Na2CO3/NaOH. - Reales: pastillas o polvos efervescentes como medicamentos antiácidos. Procedimiento: Estandarización de la solución de HCl (1) Pesar tres porciones de aproximadamente 0,1 g de Na 2CO3 en beacker de 50 mL o papel para pesar. Trasferir a matraces volumétricos de 125 mL disolviendo con agua hasta un volumen de ≈ 25 mL. (2) Adicionar a cada una cinco (5) gotas del indicador fenolftaleína. (3) Titular las muestras con la solución de HCl hasta el cambio de color de azul a amarillo. (4) Medir el volumen de titulante gastado y determinar la concentración molar promedio de la solución de HCl (≈ 0,100 M). Titulación de las mezclas de carbonatos (1) Transferir tres (3) alícuotas de 25 mL de cada una de las mezclas problema, a fiolas de 125 mL. (2) Adicionar cinco (5) gotas del indicador fenolftaleína. (3) Titular las muestras con la solución estándar de HCl hasta el cambio de color de rosado a incoloro. Anotar el volumen gastado. (4) Adicionar cinco (5) gotas del indicador verde de bromocresol y continuar la titulación con HCl hasta la aparición del primer tono verde. (5) Calentar la solución en una plancha de calentamiento, agitando continuamente durante 3 minutos para eliminar el CO2 producido. (6) Enfriar la solución haciendo correr agua del grifo por la parte externa del matraz. (7) Continuar la titulación con la solución de HCl hasta el cambio de color a amarillo. Anotar el volumen gastado. (8) Determinar el tipo de mezcla a partir de la relación de volúmenes del HCl gastado y calcular la concentración (%) de los componentes. Titulación de la muestras efervescentes (1) Si las muestras efervescentes son pastillas, triturar antes de la disolución. (2) Disolver la muestra en polvo en aproximadamente 50 mL de agua. (3) Transferir esta solución a un balón de 100 mL, disolviendo con agua la muestra restante. (4) Medir tres (3) alícuotas de 10 mL y transferir a matraces de 125 mL. (5) Adicionar cinco (5) gotas del indicador fenolftaleína. (6) Si se observa un color rosado tenue, titular las muestras con la solución estándar de HCl hasta la desaparición del color. Anotar el volumen gastado. (7) Adicionar cinco (5) gotas del indicador verde de bromocresol y continuar la titulación con HCl hasta la aparición del primer tono verde. (8) Calentar la solución en una plancha de calentamiento, agitando continuamente durante 3 minutos para eliminar el CO2 producido. (9) Enfriar la solución haciendo correr agua del grifo por la parte externa del matraz. (10) Continuar la titulación con la solución de HCl hasta el cambio de color a amarillo. Anotar el volumen gastado. (11) Determinar la composición de la muestra. Fundamentos Las valoraciones de neutralización se utilizan para la determinación de un gran número de especies inorgánicas, orgánicas y bioquímicas que posean propiedades ácidas o básicas. Son igualmente importantes aquelas aplicaciones en que se dá un paso intermedio carbonato y bicarbonato. al mezclar soluciones que contengan hidróxido de sodio y bicarbonato de sodio se formará carbonato de sodio hasta que uno u otro queden agotados. basada en el cambio de color de un indicador. la solución final contendrá sólo carbonato e hidróxido en concentraciones apreciables. y V2 es el volúmen de ácido gastado a partir de éste punto final hasta el viraje del indicador verde de bromocresol o anaranjado de metilo. La siguiente Tabla 1 se muestra la relación de volúmenes en el análisis de mezclas que contienen hidróxido.por el cual el analito se transforma en un ácido o una base para ser posteriormente valorada con una base o un ácido patrón. Por lo tanto. solo o combinados. Relación de volúmenes de ácido para la determinación de NaOH. ya que el tercero se eliminará por reación entre ellos. La composición de la solución se calculará a partir de los volúmenes relativos de ácido patrón necesarios para titular volúmenes iguales de muestras. El volumen V1 es la cantidad de ácido necesario para el viraje del indicador fenolftaleína. Tabla 1. Finalmente. sólo pueden existir en cantidades apreciables dos de los tres componentes. Na2CO3 y NaHCO3 utilizando el método de titulación sucesiva. Numerosas especies inorgánicas se pueden determinar titulándolas con ácidos o bases fuertes. queda una mezcla de bicarbonato y carbonato. Entre ellas destacan el ión amonio. La segunda. bicarbonato de sodio e hidróxido de sodio. Desde luego. . si se mezclan cantidades equivalentes de los dos componentes el soluto principal será el carbonato de sodio. utilizando el método de titulación sucesiva. La primera. Un ejemplo de la aplicación de las titulaciones de neutralización constituye la determinación cualitativa y cuantitativa de los componentes de una solución que contenga carbonato de sodio. implica el desarrollo experimental de la curva de valoración por medio de medidas del pH en función del volúmen de titulante. nitratos y nitritos. y derivados del ácido carbónico. si está en exceso. Existen dos formas principales de detectar el punto final en las valoraciones de neutralización. Estas mezclas requieren para su análisis dos titulaciones: una utilizando un indicador de intérvalo de viraje alcalino (como la fenolftaleína) y la otra uno de intérvalo ácido (como el anaranjado de metilo o verde de bromocresol). Si el hidróxido está en defecto. por lo que existe una diferencia de 4. cuyo rango de pH es de 8. la mitad del Na2CO3 está neutralizado y el NaHCO3 no ha reaccionado. Ninguno de los puntod finales está bien delineado.Sustancia NaOH Na2CO3 NaHCO3 NaOH/ Na2CO3 NaHCO3/ Na2CO3 Relación de volúmenes V1 > 0 . . con un ácido fuerte como titulante y este caso se obtienen dios inflexiones claras.0 a 4. El NaOH requiere sólo unas gotas de itulante para cambiar de un pH 8 hasta un pH 4 y esto se puede corregir corriendo una prueba en blanco del indicador. V2 = 0 V1 = V2 V1 = 0 .35 y la fenolftaleína.02 unidades.9. o de carbonato e hidróxido.34 y el segundo es 10. pero Ka es tan pequeña que la inflexión en elprimer punto de equivalencia es muy leve. es un indicador adecuado. Las mezclas de carbonato y bicarbonato. V2 > 0 V1 > V2 V1 < V2 El primer pKa del ácido carbónico es de 6. En el punto final de la fenolftaleína el NaOH está completamente neutralizado. pero el segundo se puede mejorar removiendo el CO2 hirviendo la solución y retitulando.36. En el primer punto final el pH de la solución de NaHCO 3 es ½ (pKa1 + pKa2) e igual a 8. El verde de bromocresol y el anaranjado de metilo tienen un rango de pH de 3. Una solución saturada de CO 2 tiene un pH cercano a 3.5 y son los indicadores apropiados para el segundo punto final. En este caso se podría esperar una clara inflexión en la curva de titulación. Lo que se acostumbre entonces es titular el ion carbonato como una base.6. En los siguientes esquemas se presenta las etapas por las cuales ocurre la neutralización de los componentes de las mezclas titulando con HCl. se pueden titular con HCl estándar has los dos puntos finales que se mencionaron. El bicarbonato se neutraliza en el punto final del segundo indicador.0 a 9. cuando la mezcla es NaOH/Na 2CO3. el primer punto final se obtiene cuando se a gastado un volumen V1 de HCl hasta el cambio de color de la fenolftaleína.En el caso del método de titulación sucesivo. Este volumen consiste de el volumen Va1 necesario para . Este volumen consiste de el volumen Vb 1 necesario para neutralizar el NaHCO3 procedente del primer punto de equivalencia y el volumen Vb2 necesario para neutralizar el NaHCO 3 presente en la muestra. Tabla 2. no se . En el caso de utilizar el método de las dos muestras. para neutralizar la mitad de los equivalentes del carbonato. Relación de volúmenes de ácido para la determinación de NaOH. en el caso del método de las dos muestras. El bicarbonato producido de esta reacción y el bicarbonato presente inicialmente en la mezcla se titula seguidamente con HCl en presencia del segundo indicador. el volumen V1 es la cantidad de HCl necesario para el viraje del indicador fenolftaleína adicionado a la primera muestra. el primer punto final se obtiene cuando se a gastado un volumen V 1 de HCl hasta el cambio de color de la fenolftaleína. hasta gastar un volumen V2 para la neutralización de estas especies. luego del primer punto final con fenolftaleína. El bicarbonato producido de esta reacción se titula seguidamente con HCl en presencia del segundo indicador. cuando la mezcla es NaHCO 3/Na2CO3. Como se puede apreciar en los esquemas. y V T es el volúmen de HCl gastado hasta el viraje del indicador verde de bromocresol o anaranjado de metilo adicionado a la segunda muestra. hasta gastar un volumen V2 para la neutralización de esta especie. Sustancia NaOH Na2CO3 NaHCO3 NaOH/ Na2CO3 NaHCO3/ Na2CO3 Relación de volúmenes V1 = VT V1 = ½VT V1 = 0 . los volúmenes de HCl se pueden relacionar como se muestra en la Tabla 2.neutralizar el NaOH y el volumen Va2 necesario para neutralizar la mitad de los equivalentes del carbonato. Siguiendo el mismo método. La reacción global requiere en su totalidad de un volumen VT de HCl para el proceso completo. VT > 0 V1 > ½VT V1 < ½VT Siguiendo los esquemas de las titulaciones. La reacción global requiere en su totalidad de un volumen VT de HCl para el proceso completo. Na2CO3 y NaHCO3 utilizando el método de titulación de dos muestras iguales. donde se titulan muestras de igual volumen y se añade la fenolftaleína a una muestra y el segundo indicador (verde de bromocresol o anaranjado de metilo) a la segunda muestra. ¿Porqué no se utiliza el H2SO4 como solución estándar para la titulación de las mezclas de carbonatos?. 8. 17. Representar la curva de titulación de las mezclas NaOH/Na 2CO3 y NaHCO3/Na2CO3 cuando es titulado con HCl estándar. Para cualquiera de los casos que la mezcla corresponda a NaOH/Na2CO3 o NaHCO3/Na2CO3. ¿Qué es un indicador ácido-base?. 5. ¿Qué variables pueden ocasionar que cambie el intervalo de pH de un indicador?. 18. Defina los siguientes términos: título.adiciona el segundo indicador y se anota entonces el volumne V1. Mencione dos patrones primarios que pueden utilizarse para la estandarización de HCl y NaOH. La especie NaHA es una “sal ácida” porque tiene un protón que puede donar a una base. A la segunda muestra se le añade solamente el verde de bromocresol o anaranjado de metilo. Dar una breve explicación de por qué un cálculo de pH de una solución de NaHA es distinto del que se aplica para un ácido débil tipo HA. titulación. ¿Qué factores afectan el tener un punto final bien definido en una titulación ácido-base?. 13. 3. Explique. y el volumen V T se anota cuando se obtiene el punto final de ese indicador. el cambio de color de los indicadores fenolftaleína. la reacción global requiere en su totalidad de un volumen VT de HCl para el proceso completo. Explicar por qué el hervir brevemente una solución acuosa se puede eliminar el CO2 pero no el HCl. agente titulantee. 12. ¿En qué consiste la estandarización?. verde de bromocresol y anaranjado de metilo con el pH. 11. ¿Por qué los indicadores ácido-base comunes exhiben un cambio de color en un intervalo aproximado de 2 unidades de pH?. 9. solución estándar. pero sí para el ion carbonato?. ¿Cuál es la diferencia entre punto final y punto de equivalencia?. Menciones varios formas de realizar este procedimiento. aun cuando la solución se calienta durante más de una hora. Señalar los puntos de equivalencia la reacción correspondiente en cada caso. 16. ¿Por qué no es posible apreciar definidamente los dos puntos finales del ácido carbónico. 15. 10. 19. 4. 14. . 2. ¿Por qué no se emplea HNO3 para preparar soluciones ácidas patrón?. Cuestionario: 1. 7. ¿Cuáles son las propiedades que debe cumplir un patrón primario para ser utilizado en una titulación ácido-base?. a través de las estructuras químicas. ¿Qué propiedades debe cumplir?. ¿Qué es una solución amortiguadora y cuáles son sus propiedades?. Los puntos de ebullición del HCl y CO 2 son casi iguales (-85 y -78 ºC). patrón primario. 6. ¿Por qué los reactivos patrón primario empleados en las titulaciones de neutralización comúnmente son ácidos o bases fuertes y no ácidos o bases débiles?. ¿Cuál es la relación entre el punto de equivalencia y la relación estequiométrica de la reacción?. Haciendo uso de los esquemas de las reacciones de titulación de las mezclas de carbonatos. Muestras: .01 M.Solución de indicador negro de eriocromo T (NET) y murexida (MUR) al 0.Solución estándar de Ca+2 0.Solución de sulfato de magnesio MgSO4·0. (3) Adicionar a tres (3) de éstas soluciones. (5) Medir el volumen de titulante gastado y determinar la concentración molar promedio de la solución de EDTA (≈ 0.010 M en fiolas de 100 mL. . . (2) Adicionar a cada una: 5 mL de solución tampón amoniacal y 5 gotas de solución de MgSO4·0. doméstica o mineral. Explique ¿qué relación debe existir entre el Ka de la especie titulada y del indicador en la volumetría ácido base?. transferir seis (6) alícuotas de 25 mL en fiolas .01 M. 23. 1 mL de solución del indicador MUR. Titular con la solución de EDTA hasta el cambio de color de violeta a azul. ¿Cuál es la desventaja analítica de los métodos volumétricos?. Titulación de la muestra problema (1) Si las muestras de agua son embotelladas. . Procedimiento: Estandarización de la solución de EDTA (1) Transferir seis (6) alícuotas de 10 mL de solución de Ca+2 0.03 M. a través de la relación de los volúmenes de HCl necesarios para alcanzar el punto final de los dos indicadores. ¿Cuáles son las causas que pueden originar un error por exceso o defecto en los método volumétricos ácido-base?.Agua del grifo.010 M).03 M. Determinación de la dureza del agua Reactivos: . obtenga una expresión matemática para determinar los moles de los componentes para el método de titulación sucesiva y de las dos muestras.1 % m/v preparada en una mezcla tampón amoniacal/agua 50:50. 1 mL de solución del indicador NET.Solución tampón amoniacal de pH 10. Titular con la solución de EDTA hasta el cambio de color de rojo a violeta.0: se mezclan 570 mL de amoníaco concentrado y 70 g de cloruro de amonio y se diluyen a 1L con agua desionizada . (4) Adicionar a las tres (3) soluciones restantes.Solución de EDTA 0.20. 22. 21. 3 y 4 del procedimiento anterior. se entiende como dureza la concentración de estos dos iones y se expresa en mg l-1 de CaCO3. En ocasiones interesa distinguir entre la dureza debida al calcio y la debida al magnesio. Transferir seis (6) alícuotas de 25 mL en fiolas de 125 mL. Las reacciones de formación de complejos se han utilizado con finalidades analíticas cuantitativas desde hace mucho tiempo. Sólo recientemente han tenido lugar un crecimiento verdaderamente notable en aplicaciones analíticas.03 M. . Adicionar a cada una 5 mL de solución tampón amoniacal y 5 gotas de solución de MgSO4·0. (5) Medir el volumen de EDTA gastado y determinar la dureza total. Añadir. En las valoraciones complejométricas se emplean frecuentemente como indicadores un gran número de reactivos que forman complejos coloreados con ciertos iones metálicos. Luego tome 500 mL de agua en un vaso de precipitado. que permite obtener la concentración de calcio. a pH 12-12.5 y con calcón o murexida como indicador. Este parámetro se determina mediante una complexometría (o volumetría de complejación) con EDTA a pH 10. en estos casos se lleva a cabo una segunda determinación. duras las que contienen del orden de 100 mg l -1 y muy duras las que superan los 200 mg l-1. Añadir a una solución 1 mL del indicador NET y a la otra 1 mL de solución del indicador MUR. a cada una. Se consideran aguas blandas las que tienen una dureza inferior a 60 mg 1-1 de carbonato de calcio. Las propiedades de los quelatos frecuentemente difieren de modo considerable de las del catión de quien derivan. aunque dado que el calcio y el magnesio (éste en menor proporción) son los cationes mayoritarios. Determinación del blanco Transferir dos (2) alícuotas de 10 mL de agua destilada a fiolas de 125 mL. debido a la introducción de una clase especial de compuestos de coordinación conocidos como quelatos. magnésica y cálcica. (3) Para la titulación de la muestra seguir los pasos 2. Comparar los resultados con los límites permisibles o estándar para este tipo de muestras. Estos compuestos se obtienen por la reacción de un ión metálico con un ligando orgánico que posea dos o más grupos dadores. abrir la llave del grifo y deje correr el agua por 5 minutos. de 1 a 3 gotas de la solución de EDTA hasta el cambio de color respectivo.de 125 mL. Fundamentos: La dureza del agua se debe a la presencia de iones metálicos polivalentes disueltos. (2) En el caso de utilizar el agua doméstica como muestra problema. generalmente las titulaciones con EDTA se llevan a cabo en soluciones bien reguladas de pH. Estos iones se valoran con una solución de EDTA y el punto final lo determina el color del complejo que el EDTA forma con el C +2 o el Mg+2. el complejo formado en la reacción analítica tiene que ser suficientemente estable para impedir que el titulante descomponga el complejo indicador-metal antes de que se haya alcanzado el punto de equivalencia. La reacción general de formación de complejos metal-EDTA puede escribirse en la siguiente forma: M+n + Y-4 MYn-4 donde M+n representa un catión metálico de carga +n solvatada o hidratada. Evidentemente. HY-3. a precipitar como óxido básico o hidróxido al pH necesario para una titulación satisfactoria. se añade un agente acomplejante auxiliar. Muchas titulaciones con EDTA presentan dificultades por la tendencia del ión que se ha de valorar. H2Y-2 y H4Y. se introduce un segundo catión que lo dé. Sin embargo. Con el fin de mantener el ión metálico en disolución. representados como Y-4. Su determinación es útil como una medida analítica de la calidad del agua con fines domésticos o industriales. especialmente en las primeras etapas de la titulación. Es evidente que las concentraciones relativas de estas cinco especies dependen acusadamente del pH. Si este catión no dá ningún complejo coloreado. La dureza se determina calculando la cantidad de iones Ca +2 y Mg+2 que se encuentran en un volumen medido de agua. Estas especies amortiguan la disolución al pH aceptado. el punto final se caracterizará por la desaparición de la misma. Los indicadores metalocrómicos pueden actuar de dos modos diferentes. Uno de los grandes usos de las valoraciones complejométricas es la determinación de la dureza del agua. porque el control del mismo permite una titulación selectiva de ciertos cationes en presencia de otros. La dureza se define como la concentración de carbonato de calcio que es químicamente equivalente a la concentración de cationes multivalentes (principalmente calcio y magnesio) en la muestra.designados con el nombre de indicadores metalocrómicos. . el primer exceso del titulante decolora entonces a este complejo. Si el catión que se valora produce una coloración con el indicador. La soluciones de EDTA contienen sus cuatro iones. el amoníaco no forma ningún complejo estable con el calcio. aunque en general son muy estables. pueden experimentar disociación en presencia de un ácido a causa de la protonación del ión de EDTA. debe revelar la presencia de un ligero exceso del Na2Y-2. Por consiguiente. MYn-4 + 2H+ M+n + H2Y-2 Por lo mismo. se emplea un sistema tampón inocuo (NH4OH/NH4Cl) para mantener el pH en el valor deseado para la aplicación que se trate. Dicho indicador es el negro de . La titulación de calcio se realiza en medio básico a pH 10. la especie de EDTA predominante es HY-3 y la reacción neta de la titulación puede escribirse como sigue: Ca+2 + HY-3 CaY-2 + H+ El complejo calcio-EDTA es inestable. a menos que se amortigüe la solución contra el cambio de pH. cuando se titula calcio y magnesio en agua. este tampón funciona como agente auxiliar de formación de complejos. En varios casos. evitando la precipitación indeseable de estos hidróxidos. Algunos metales forman hidróxidos insolubles en la proximidad de pH 7 a 8. el igual que mantener el pH deseado. estos iones metálicos forman también complejos estables con las especies del tampón. La razón de ello es que los complejos metal-EDTA. las especies de EDTA predominantes en medios neutros alcalinos son los iones H2Y-2 y HY-3. Con un pH mucho más alto se incurrirá en la posibilidad de precipitación de hidróxido cálcico. A este pH. La fracción de EDTA en la forma Y -4 y por ende el pH de la solución han de ser lo suficientemente altos para garantizar la completitud de la reacción de formación del complejo. Sin embargo. Esto se logra a un pH 10. El indicador para la reacción. Podemos imaginar más apropiadamente la reacción de titulación como: M+n M+n + H2Y-2 MYn-4 + 2H+ HY-3 MYn-4 + + H+ La formación de ines hidrónio como producto de reacción causaría disminución del pH de la solución y la reacción de valoración deseada cesaría o se invertiría. En este sistema particular.La mayoría de las titulaciones metal-EDTA se efectúan en soluciones neutras o alcalinas. Su presencia es necesaria porque el indicador no presenta un viraje satisfactorio cuando en la solución a valorar existe sólo ión Ca+2. Otro indicador también aplicado para este análisis es el murexida. el cual funciona bajo iguales condiciones. • Las disoluciones de EDTA son estables. el cual separa Mg +2 del MgIn. El pH de la solución: H2In. Dicha desaparición es provocada por el ligero exceso de EDTA.(rojo) HIn-2 (azul) pH 6. tiene lugar la reacción: Ca+2 + MgY-2 CaY-2 + Mg+2 Al adicionar el agente titulante se forma de preferencia el quelato de calcio por la misma razón.5 b).de color rojo. Para que el indicador funcione. los iones que interfieren pueden ser fácilmente controlados.+ H2Y-2 Rojo MgY-2 + HIn-2 + H+ Azul La desaparición de parte del color rojo. la precisión es suficientemente buena. Las ventajas del método son: la determinación es rápida. Después con el complejo de color rojo del indicador a base de magnesio. dejando al HIn-2 de color azul (estable en pH 10 a 11). un ácido triequivalente. H 3In.3 In-3 (naranja) pH 11. Entre las desventajas del método se tiene: el punto de vire no es tan claramente definido.eriocromo T. MgIn-: MgIn. El funcionamiento del indicador dpende de diversas reacciones y condiciones: a). Dado que el quelato de Ca+2 es más estable que el de Mg+2. Observaciones • La sal disódica del EDTA puede ser considerada patrón primario después de un tratamiento térmico a 80 °C durante un período prolongado de tiempo. el punto de vire se identifica mediante el cambio de un color a otro y es el punto donde el primer color desaparece. los cambios de color son muy difíciles de observar en ciertas clases de iluminación. identifica el punto de vire. el Mg +2 debe estar presente durante la titulación. . este método es bastante práctico. únicamente interfieren los metales pesados y el Al+3. Independientemente de que representa una aplicación de la formación de ion complejo o quelato. 17. por lo que es necesario añadir el reactivo lentamente y con buena agitación hasta que se observe el color esperado. 16. ¿Porqué los ligandos multidentados son preferibles a los monodentados en las titulaciones complejométricas?. • La cantidad de indicador añadida (habitualmente en sólido) debe ser muy pequeña. no al violeta que se observa cuando existe una mezcla de las formas libre y acomplejada del indicador. Cuestionario: 1. ¿Cuáles son las estructuras químicas involucradas?. quelato. En el caso concreto del NET. 10. Describir tres métodos generales para titulaciones con EDTA. Dé ejemplos. ¿Cómo se expresa este parámetro?. ¿Porqué es necesario emplear una solución amortiguadora en la titulación con EDTA?. Explique qué relación debe existir entre los valores de Kf de estos complejos. 4. ya que de ser excesiva dificulta la observación del punto final. el punto final corresponde a un color azul puro. Explique los cuatro tipos de titulaciones complejométricas que pueden realizarse 9. Mencione las propiedades del EDTA como agente titulante. 12. 8. ¿Porqué la mayoría de las valoraciones con EDTA se realizan en soluciones neutras o alcalinas?. Investigue los valores de la Kf de los complejos formados en esta práctica. 7. 5. Explique la especificidad del EDTA con el pH. En base a los valores de Kf. 18. Dé varios ejemplos. ¿Qué es un indicador metalocrómico?. Escriba las estructuras químicas de los indicadores Negro de eriocromo T y Murexida. Mencione algunas aplicaciones cuantitativas de la volumetría complejométrica 14.• Los virajes de los indicadores utilizados en las valoraciones con EDTA son graduales. 15. Investigue la estructura química de los complejos con EDTA y menciones sus características. 3. 11. ¿Cuáles son las ventajas de cada uno?. El complejo entre el indicador y el metal es inestable o débil. constante de formación (Kf). 19. En qué consiste un agente acomplejante auxiliar y qué utilidad tiene. ¿Por qué en las titulaciones con EDTA es menos favorable la utilización de pH mayores a 10?. ¿Qué es la dureza del agua?. y los respectivos complejos con calcio y magnesio. En qué consiste un agente enmascarante y qué utilidad tiene. cómo debe ser la estabilidad del complejo MgY -2 respecto a la del CaY-2. 2. 20. . número de coordinación. 6. ¿Qué es una solución amortiguadora y cuáles son sus propiedades?. ¿Por qué suele añadirse una pequeña cantidad de MgY -2 a una muestra de agua que va a titularse para determinar su dureza?. ¿Qué ocurriría con la determinación de la dureza si no fuese cierta esta afirmación?. Definir: ligando. ¿Qué utilidad industrial tiene?. 13. NaHCO3. (2) Disolver la sal con una pequeña porción de agua (desde una pizeta) y transferir a fiolas (matraz erlenmeyers) de 250 mL. (3) Determinar la concentración promedio de Cl─ (% m/m) en la muestra problema. (3) Adicionar una pizca de NaHCO3 y cinco (5) gotas de solución de K 2CrO4 0.Bicarbonato de sodio. K+. . Procedimiento: Estandarización de la solución de AgNO3 (1) Pesar aproximadamente tres (3) porciones de 0. (5) Medir el volumen de titulante gastado y determinar la concentración molar promedio de la solución de AgNO3 (≈ 0.05 g de NaCl (secado previamente a 110 º C por 1 hora) en vasos de precipitado (beacker) de 50 mL. . . Titulación de la muestra problema con la solución estándar de AgNO3 (1) Pesar aproximadamente tres (3) porciones de 0.Reales: material sólido (pulverizado) de uso farmacéutico (mezcla salina para suero) o cualquier tipo de sal comercial que se conozca la presencia del ión cloruro (Cl─). Ba+2. NH4+. Muestras: . (2) Seguir los pasos Nº 2 al 4 del procedimiento anterior. (4) Titular cada muestra con la solución de AgNO3 hasta la aparición de un color tenue naranja-rojizo.Cloruro de sodio deshidratado. transferir una alícuota de 50 mL de agua destilada a .Puras: sales de cloruro de Na+.Seguridad: Los ácidos y bases concentrados son corrosivos y las sales de los metales pesados pueden ser tóxicas.Solución de nitrato de plata 0.100 M. K2CrO4.25 M a cada muestra.25 M. Determinación de cloruros por el método de Mohr Reactivos: .1 g de la muestra problema en vasos de precipitado (beacker) de 50 mL. Determinación del blanco Usando un cilindro graduado. AgNO3. asegurando la completa disolución de la muestra hasta un volumen aproximado de 50 mL. Es aconsejable manipularlos con precaución. . NaCl. Cu+2 o Mg+2. Ni+2.Solución de cromato de potasio 0.100 M). una fiola de 250 mL. sea rellena o no.25M Materiales: Mortero Beacker de 100ml Beacker de 250ml Fiola de 125ml HNO3: 1M Agua destilada: 100ml Parte experimental Estandarización de la solución de AgNO3 (1) Pesar 3 porciones de 0.05 g de NaCl (secado previamente 110°C por 1 hora) en vasos de precipitados de 50 mL. Adicionar una pizca de NaHCO 3 y cinco (5) gotas de solución de K2CrO4 0. cuyo sabor tiene una connotación salada. Determinación de cloruro en Galletas de Soda por método de Mohr La galleta de soda es el producto obtenido de la mezcla de harina de trigo y/o de otros cereales. asegurando la completa disolución de la muestra hasta un volumen aproximado de 50mL (3) Adicionar una pizca de NaHCO3 y 5 gotas KCrO4 0. La reacción que está dada para determinar el cloruro en la muestra es la siguiente: Ag+ + Cl- → AgCl(s) BLANCO 2Ag+ + CrO4-2 → Ag2CrO4(s) ROJO LADRILLO Reactivos: AgNO3: 0. cubierto o no y sometido a un proceso de horneo y empacado.25 M y titular con una a tres gotas de la solución de AgNO 3 hasta la aparición de un color tenue naranja-rojizo. con los otros ingredientes y aditivos establecidos. (2) Disolver la sal con una pequeña porción de agua (desde una pizeta) y trasferir a fiola de 250mL.25M a cada muestra .093M KCrO4: 0. 25M titular con una a tres gotas de solución de AgNO3 hasta la aparición de un color tenue naranja-rojizo.100M) Titulación de la muestra de galletas de soda con la solución estándar de AgNO3 (1) (2) (3) (4) (5) Se pesan las 3 galletas contenidas en el paquete Triturar en un mortero Pesar ≈4. Debe ser rápida la velocidad de reacción entre el agente precipitante y la . trasferir una alícuota de 50 de agua destilada a una fiola de 250. Fundamentos: En las valoraciones de precipitación se determina la cantidad de precipitante que es estequiométricamente equivalente a la sustancia que se precipita para determinar.33g de galleta en un beacker de 250ml Agregar 90ml de agua destilada (hervida previamente) agitando constantemente Filtrar en caliente agregando 10ml de agua hervida en el beacker para que no quede restos de galleta (6) Trasvasar a una fiola de 125ml (7) Se mide el pH (5. Determinación del blanco Usando un cilindro graduado. es necesario que se cumpla con los tres requisitos siguientes: 1. (5) Medir el volumen gastado del titulante y determinar la concentración molar promedio de la solución de AgNO3 (≈0. a través de la estequiometría de la reacción.25M y se valora con AgNO3 0. Para que sea útil la reacción química en la cual se forma un precipitado ligeramente soluble.(4) Titular cada muestra con la disolución de AgNO3 hasta la aparición de un color tenue naranja-rojizo. la cantidad de analito presente en la solución de la muestra original.5) se le agrega una cantidad de HNO 3 1M en cado de que sea necesario (8) Agrega 5gotas de KCrO4 0. Adicionar una pizca de Nahco3 y cinco gotas de KCrO 4 0.1M (9) Calcular el % Cl promedio en la muestra. Existen muchos métodos de valoraciones para determinar iones en sustancias solubles. El punto final se señala por la aparición perceptible y permanente de un precipitado de Ag 2CrO4 de color rojo ladrillo por toda la solución. La reacción ha de ser cuantitativa y debe transcurrir conforme a una relación estequiométrica definida. como ión que determina el punto final. precipita preferiblemente el cloruro de plata al agregar el nitrato de plata y la concentración de ión plata libre nunca se vuelve lo suficientemente alta para que sea excedido el producto de solubilidad del cromato de plata. Por ejemplo. Se debe disponer de un medio simple y cómodo para realizar o identificar el punto en el cual la cantidad de precipitante agregado es estequiométricamente equivalente a la sustancia que se precipita.10 x 10-12. precipita el hidróxido de plata antes que el cromato de plata.sustancia que ha de precipitar. en medio ácido disminuye la solubilidad del indicador.5 – 10) ya que. 3. Este método consiste en la precipitación de iones Cl . 2. El Ag2CrO4 tiene un Kps menor. por titulación con una solución estándar o patrón de nitrato de plata (AgNO3) en presencia del ión cromato (CrO4-2) a baja concentración.en forma de halogenuro de plata. los equilibrios que figuran es este método son los siguientes: Ag+ + Cl- → AgCl(s) 2Ag+ + CrO4-2 → Ag2CrO4(s) Las constantes de producto de solubilidad del cloruro de plata y del cromato de plata son 1. Así. La valoración de Mohr debe efectuarse en una solución que no sea demasiado ácida ni demasiado básica. y en medio excesivamente alcalino. con una baja concentración de ión cromato en presencia de una cantidad relativamente alta de cloruro.82 x 10-10 y 1. Si la solución es básica. para el ión Cl-. se formará un precipitado insoluble de . respectivamente.o Br. por lo tanto es más soluble. Un método muy utilizado para la determinación de iones halogenuros es el método de Mohr. Se utiliza una concentración baja de cromato con el fin de evitar un enmascaramiento del color rojo del indicador por el amarillo intenso del ión cromato. hasta que el ión cloruro ha sido precipitado casi completamente. Esta precipitación debe hacerse en medio neutro o débilmente alcalino (pH 7. La introducción de bicarbonato de sodio (NaHCO 3) o bórax (Na2HBO3) mantiene la concentración de ión hidrógeno de la valoración entre límites aceptables. sobre el precipitado. Si la solución es ácida. Efectuando la determinación de un blanco pueden reducirse los errores causados por este factor. Se necesita de un exceso moderado del ión plata para disminuir la solubilidad del cloruro de plata. La solución puede mantenerse ligeramente ácida (pH 6) para eliminar las posibles interferencias de los aniones de ácidos débiles (como el CO 3-3. SO4-2 y PO4-3) que forman sales de plata poco solubles en solución neutra. La solubilidad del cromato de plata aumenta debido al incremento de la temperatura de la solución. el pH de la solución debe ser prefereiblemente menor de 10. la concentración de -OH no puede ser mayor que la de Ag + en solución. del ión que se está titulando. En este análisis la solubilidad de los precipitados producen un error relativamente alto. Es posible que se dé un falso punto de vire debido a la adsorción. coprecipitación y sobresaturación. Una agitación eficiente durante 30 a 60 segundos después del cambio del indicador. en donde reaccionarán con los ligeros excesos del agente . Por lo tanto. por lo tanto se requiere que estas titulaciones se efectúen a temperatura ambiente. pero un gran exceso produciría una coprecipitación. en el análisis de precipitación pueden presentarse errores debido a la solubilidad. Aún cuando el método de Mohr es muy preciso. se solubilizará el cromato de plata ya que éste es soluble en medio ácido: Ag2CrO4(s) + H+ → 2Ag+ + HCrO42HCrO4 → H2O + Cr2O7-2 Por debajo de un pH 7 la concentración de ión cromato disminuye muy rápidamente y el error de valoración aumenta de manera correspondiente porque ha de agregarse cada vez más AgNO3 por encima del punto de equivalencia. para sobrepasar el producto de solubilidad del Ag2CrO4. Por ello la determinación de halogenuros mediante del método de Mohr debe llevarse a cabo en un medio neutro o cercano a la neutralidad (pH 6 a 8). da tiempo a los iones adsorbidos a difundirse nuevamente en la solución.hidróxido u óxido de plata: Ag+ + -OH → AgOH(s) 2AgOH → Ag2O(s) + H2O Para que la formación de hidróxido de plata no interfiera en la valoración. originando una separación de una pequeña cantidad del ión que está en solución. En tal caso. ¿Qué condiciones debe cumplir un agente precipitante para ser utilizado en una volumetría de precipitación?. ¿Qué condiciones debe cumplir una reacción química para ser utilizada en la volumetría de precipitación?.no pueden determinarse por este método. antes de la titulación. . La sobresaturación de los precipitados de plata rara vez constituye un problema. 4.titulante. los iones I. 2. Los iones bromuros. 1. puede haber precipitación de iones diferentes al cloruro.5 Cálculos 0. Si con el cloruro se mezclan iones de una sal ligeramente soluble. Por ello.0585 = miliequivalente del cloruro de sodio Cuestionario: 1. sulfocianuros. cianuros y otros iones que forman sales insolubles de plata. ioduros. ¿En qué consiste una volumetría de precipitación?. 3. el cloruro tendría que ser separado del posible contaminante. ¿Qué iones pueden determinarse por este método?.0585 x N (V1 . Generalmente los precipitados de plata son coloidales cuando inicialmente se forman.y SCN. pero coagulan con facilidad cuando se acerca el punto de viraje. ¿En qué consiste el método de Mohr?.V0) x 100 % de NaCI = m En donde: N = Normalidad de la solución de nitrato de plata V1= ml gastados de nitrato de plata en la titulación VO= ml gastados de nitrato de plata en el ensayo en blanco m = Masa en gramos de la muestra empleada 0. pueden causar errores al precipitar en forma simultánea con el cloruro. 14. ¿Qué características debe poseer el precipitado formado en una valoración por precipitación?. ¿Cuál es la diferencia entre punto de equivalencia y punto final de la titulación?. precipitación simultánea. ¿Qué relación existe entre el punto de equivalencia y la estequiometría de la reacción?. sin embargo. 9. ¿Qué características debe cumplir un patrón primario?.100 M. ¿Qué diferencia existe entre una titulación directa y una titulación indirecta (por retroceso)?. ¿Porqué se recomienda la titulación de un blanco en el método de Mohr?. ¿Porqué la carga superficial de una partícula de precipitado cambia de signo en el punto de equivalencia?.Solución de tiocianato de potasio 0. 22. . en volumetría de precipitación la adición debe ser rápida. 7. 21.usando el cromato como indicador?. precipitado. Explique con las reacciones involucradas. Fe(NH4)(SO4)·12H2O. . KSCN.5. 16. 20. patrón primario. ¿Porqué es importante el control del pH en el método de Mohr?. . ¿Cuál es la base química para la detección del punto final en el método de Mohr?. 17.Solución estandarizada de AgNO3 aproximadamente 0.0 M. 6. 10. suspensión coloidal. En el análisis gravimétrico se debe adicionar lentamente el agente precipitante para la formación de los cristales del precipitado. 11. 18. 12.100 M. . ¿Porqué no es posible emplear un método de titulación cuando las soluciones del analito son muy diluidas?. precipitados coloidales.0 M. ¿Porqué el método de Mohr no puede utilizarse para la determinación del ión ioduro y tiocianato?. 23. ¿Explique quién es el reactivo limitante en una reacción de un método volumétrico?. Explique. 8. titulación. Defina los siguientes términos: título.Solución de HNO3 1. ¿Porqué es recomendable la utilización de una baja concentración de K 2CrO4 durante la titulación por el método de Mohr?. Si una muestra real que se desea determinar la concentración de cloruro por el método de Mohr. 24. coprecipitación. coloide. Explique ¿qué relación debe existir entre el Kps del precipitado y del indicador en el método de Mohr?. ¿Cuáles son las causas que pueden originar un error por exceso o defecto en el método de Mohr?. posee un pH básico ¿qué ácido inorgánico podría utilizarse para llevar la solución a pH neutro?.Solución de HNO3 6.Solución saturada de alumbre férrico. 13. Determinación de cloruros por el método de volhard Reactivos: . ¿Porqué no es posible titular el ion Ag + directamente con el ión Cl. 15. . coagulación. ¿Cuál es la desventaja analítica de los métodos volumétricos?. ¿Cómo podría afectar en los resultados finales?. 19. agente precipitante. solución estándar. 100 M) con agitación constante.0 M y 25 mL de solución estándar de AgNO 3 (≈ 0. transferir una alícuota de 25 mL de agua destilada a una fiola de 250 mL. .100 M) en fiolas de 250 mL.0 M. asegurando la completa disolución de la muestra hasta un volumen aproximado de 25 mL.100 M). Titular con una a tres gotas de la solución de KSCN hasta la aparición de un color tenue pardo-rojizo.0 M y 1 mL de solución de alumbre férrico (indicador). (6) Adicionar a cada filtrado de las muestras. (3) Adicionar a cada una: 5 mL de HNO3 6. 1 mL del indicador y titular con la solución de KSCN. Adicionar 2 mL de HNO 3 6. NH4+. Ba+2. Descartar este sólido.Reales: material sólido (pulverizado) de uso farmacéutico (mezcla salina para suero) o cualquier tipo de sal comercial que se conozca la presencia del ión cloruro (Cl─). Realizar este procedimiento con cuidado para no tener pérdidas del filtrado. Procedimiento: Estandarización de la solución de KSCN (1) Transferir tres (3) alícuotas de 10 mL de solución estándar de AgNO 3 (≈ 0. (2) Disolver la muestra con una pequeña porción de agua (desde una pizeta) y transferir a fiolas (matraz erlenmeyers) de 250 mL. (2) Adicionar a cada una: 25 mL de agua destilada. agitando vigorosamente. Determinación del blanco Usando un cilindro graduado.Puras: sales de cloruro de Na+. Recoger el filtrado en fiolas de 250 mL. hasta la aparición de un color tenue pardo-rojizo. K+. (4) Titular cada muestra con la solución de KSCN.1 g de la muestra problema en vasos de precipitado (beacker) de 50 mL.Muestras: . (5) Lavar el precipitado de la fiola con tres (3) porciones de 5 mL de HNO 3 1. Fundamentos: . hasta la aparición de un color tenue pardo-rojizo. (5) Medir el volumen de titulante gastado y determinar la concentración molar promedio de la solución de KSCN (≈ 0.0 M y 1 mL de solución de alumbre férrico (indicador). 2 mL de HNO 3 6. (7) Medir el volumen gastado de la solución de KSCN y determinar la concentración de cloruro (% m/m) en la muestra problema. (4) Filtrar por gravedad la solución resultante (usando papel de filtro de porosidad media) y decantar el precipitado sin dejar pasar sólido hacia el papel de filtro. Ni+2. Titulación por retroceso de la muestra problema (1) Pesar aproximadamente tres (3) porciones de 0. Cu+2 o Mg+2. agitando vigorosamente. Fe(NH4)(SO4)·2H2O. la solución debe estar lo . que es un ión completamente incoloro. al número total de moles de reactivo añadidos inicialmente a la solución de la sustancia. El método de Volhard ha sido muy utilizado para la determinación indirecta de ión cloruro. que consiste en hacer reaccionar la sustancia a analizar con una cantidad exactamente medida de un reactivo dado y valorar a continuación el reactivo en exceso. El enmascaramiento es producido por las especies Fe(H2O)5(OH)+2 y Fe(H2O)4(OH)2+ que tienen color intenso anaranjado y pardo.La valoración de Volhard es un método de análisis volumétrico por precipitación que se usa para la determinación directa de ión plata. segundo. para evitar el enmascaramiento del color del indicador. El Fe+3 en solución acuosa existe en forma de un complejo hexacuo. La cantidad del ión en la asustancia analizada se determina sustrayendo los moles de reactivo equivalentes al titulante. entonces se retrovalora el exceso de AgNO3 con una solución estándar de tiocianato potásico utilizando como indicador una solución de alumbre férrico. o para la determinación indirecta de iones que forman sales de plata insolubles. para evitar la precipitación del ión Fe+3 como óxido hidratado y. Primero.después que todo el ión Ag+ ha sido precipitado: Ag+ + SCN- → AgSCN(s) SCN- + Fe+3 → FeSCN+2 El punto final corresponde a la aparición de un color rojo debido al complejo soluble FeSCN+2. respectivamente. Este método se basa en la valoración por retroceso. Para esta valoración. Fe(H 2O)6+3. Esta especie es un ácido fuerte y experimenta ionizaciones ácidas como: Fe(H2O)6+3 Fe(H2O)5(OH)+2 Fe(H2O)5(OH)+2 + H+ Fe(H2O)4(OH)2+ + H+ Para evitar estas disociaciones o hidrólisis ácidas. se agrega a la solución de la muestra de cloruro un exceso cuidadosamente medido de una solución estándar de AgNO3. El requisito importante para este método es efectuar la valoración en medio ácido. Una cantidad de Ag+ estequiométrica equivalente a la cantidad de cloruro reacciona con éste y precipita como AgCl. El ión Fe+3 reaccionará con el ión SCN. cerca del punto final. Las dos posibilidades de hacerlo son por: ebullición de la solución para coagular el AgCl. Después de separado el precipitado. El más usado implica el aislamiento del precipitado de AgCl antes de la titulación por retroceso con tiocianato. oxalato. Si la concentración del indicador es alta. y en este caso. La necesidad de un medio ácido es una ventaja para el método de Volhard ya que evita que aniones como carbonato. Debe entonces añadirse más tiocianato para conseguir un punto final permanente. origina un desplazamiento del equilibrio del indicador hacia la izquierda y el punto final se decolora. que luego se coagula por el calor. Este puede conseguirse por disminución del área superficial efectiva del precipitado de cloruro de plata. pueden realizarse dos métodos diferentes: 1. El recubrimiento se logra agitando la mezcla que se valora con unos pocos mililitros del líquido orgánico antes de la titulación por retroceso. 2. y revestimiento de las partículas de AgCl con una sustancia inmiscible con el agua. lo que origina resultados altos y que. Para evitar este problema. se separa el precipitado por filtración y se lava muy bien el sólido hasta que esté excento de iones plata en exceso. a pesar de la alta acidez de la solución que se titula.015 M) del ión férrico para la determinación de Ag+. como el nitrobenceno. El AgCl forma primeramente un coloide. Por ello debe utilizar una concentración baja (≈ 0. Por disminución de la velocidad de reacción entre el AgCl y el ión SCN -. El ácido nítrico y el pequeño exceso de nitrato de plata ayudan al proceso proporcionando una . ya que el precipitado es más soluble que el tiocianato de plata y como consecuencia. interfieran en el análisis. la concentración resultante de cloruro sea bajo.suficientemente acídica para mantener formada la especie hexacuo. se puede titular el filtrado. parte de la plata del AgCl reaccionará con el tiocianato: AgCl(s) + SCN- AgSCN(s) + Cl- La disminución resultante en la concentración del ión tiocianato. por lo tanto. fosfato y arseniato. seguida de enfriamiento de la solución y su valoración con tiocianato. precipiten como sales de plata y por lo tanto. la ionización del ión Fe(H 2O)6+3 se dará lo suficiente como para dar el color pardoanaranjado en la solución. Después de añadir la cantidad medida de AgNO 3. La valoración del ion plata con tiocianato no se debe realizar en presencia del precipitado de AgCl. el HNO 3 es el ácido más adecuado. . Si una muestra real que se desea determinar la concentración de cloruro por el método de Volhard posee un pH básico ¿qué ácido inorgánico podría utilizarse para llevar la solución a pH ácido?. originándose un error en la titulación. El ácido nítrico se añade al líquido de lavado para mantener una concentración elevada de electrolitos y así disminuir la posibilidad de peptización durante la filtración y el lavado. 4. solución estándar.en el método de Volhard?. peptización. 9. Por otro lado. 13. titulación. ¿Porqué se recomienda la titulación de un blanco en el método de Volhard?. 5. 3. ¿Porqué es importante el control de un pH ácido en el método de Volhard?. la filtración del AgCl debe realizarse en el menor tiempor posible debido a que este precipitado puede sufrir una fotodescomposición: AgCl(s) → Ag(s) + ½Cl2(g) Esta reacción se conoce por la presencia de un color violeta claro en la superficie del AgCl descompuesto. ¿Porqué el uso de HNO3 es necesario durante la filtración y lavado del AgCl?. ¿Explique cuál es la variable que limita el error del cálculo del % Cl .→ 3Ag+ + NO + H2O Entonces la concentración de iones Ag+ en el filtrado aumentará y por ende la cantidad de SCN. ¿En qué consiste el método de Volhard?. Si el Ag sólido vuelve a su estado iónico por reacción con el exceso de HNO3 utilizado en el lavado. ¿Cuál es la desventaja analítica de los métodos volumétricos?. ¿Cuáles son las causas que pueden originar un error por exceso o defecto en el método de Volhard?. ¿Qué características debe cumplir un solución estándar?. coagulación. 17. 16. 7. ¿Qué condiciones debe cumplir un agente precipitante para ser utilizado en una volumetría de precipitación?. ¿En qué consiste una volumetría por retroceso o indirecta?. 11. ¿Cuál es la diferencia entre el punto final de la titulación del método de Mohr y Volhard?. 2.necesario para la titulación por retroceso.concentración de electrolitos relativamente alta. 18. Defina los siguientes términos: título. ¿Qué condiciones debe cumplir una reacción química para ser utilizada en la volumetría de precipitación?. Cuestionario: 1. 8. ocurre la siguiente reacción: 3Ag(s) + 4H+ + NO3. ¿Qué iones pueden determinarse por este método?. Explique. 14. 20. ¿Porqué es recomendable la utilización de una baja concentración del indicador de alumbre férrico durante la titulación por el método de Volhard?. Na2S2O3 0. un volumen de 50 mL de solución de .Solución de H2SO4 0. KIO3 0. mientras que con el método de Volhard si es posible?.2 M. CON. (2) Trasferir a matraces volumétricos de 125 mL disolviendo poco a poco con agua hasta un volumen de ≈ 15 mL.5 M. mientras que con las sales de plata de CO3-2. . (5) Calcular la concentración molar promedio (≈ 0.en presencia del AgCl?. Br-. C2O4-2. (3) Adicionar a cada una.no es necesario separar la sal de plata del exceso de Ag+ cuando se titula con SCN-. .010 M. 23. 22. Determinación de la pureza de ácido ascórbico (1) Pesar tres (3) porciones de 0. hasta amarillo pálido. Procedimiento: Estandarización de la solución de Na2S2O3 (1) Transferir con una pipeta aforada tres (3) alícuotas de 10 mL de solución de KIO 3 0.2 g de ácido ascórbico en beackers de 50 mL o papel para pesar. . ¿Porqué el método de Mohr no puede utilizarse para la determinación del ión ioduro y tiocianato.Solución estándar de tiosulfato de sodio.070 M. ¿Porqué no es posible emplear el método de titulación con SCN . Muestras: Ácido ascórbico puro.19. y tabletas comerciales de vitamina C de 1000 mg (efervescentes). Determinación iodométrica de vitamina C Reactivos: . (2) Añadir con cilindro graduado 25 mL de la solución H2SO4 0. Cl-. I-.Solución de ioduro de potasio KI 1. (4) Añadir 2 mL del indicador de almidón y continuar la titulación hasta la desaparición del color azul intenso.y SCN.Solución saturada de almidón soluble (preparada en agua caliente).5 M y 10 mL de KI 1. PO4-3 y S-2 si es necesario aislar el precipitado?.Solución de iodato de potasio. CrO4-2.010 M en fiolas de 125 mL. CN-. ¿Porqué en la determinación de AsO 4-3. (3) Titular inmediatamente con Na2S2O3 hasta que la solución haya perdido gran parte del color pardo rojizo.2 M. . con una pipeta aforada. ¿Cómo podría afectar en los resultados finales?.070 M) del Na2S2O3. Triturar la tableta en un mortero y trasvasar el sólido. Fundamentos El yodo es soluble en agua en la proporción de 0.5 M y 10 mL de KI 1. Métodos directos (yodimetría). Determinación de vitamina C en tabletas comerciales (1) Pesar una tableta de vitamina C en papel para pesar. Por esta razón. Calcular la masa de vitamina C en la tableta comercial y el % m/m de la misma. un volumen de 25 mL de H2SO4 0. (4) Añadir a cada una. y el yodo liberado se valora en solución débilmente ácida con un reductor patrón.001 moles por litro a la temperatura ambiente. Sin embargo. (5) Titular inmediatamente con Na2S2O3 hasta una coloración amarillo pálido. disolviendo con agua y con cuidado. como en las formadas por oxidación del ion yoduro en métodos indirectos. en que se utiliza una solución patrón de yodo para titular reductores fuertes. Los oxidantes fuertes oxidan el I. en presencia de yoduros solubles.→ I3- El ion triyoduro constituye la especie principal que existe en las disoluciones de yodo.2 M. Relativamente pocas sustancias son agentes reductores lo bastante fuertes como para la titularlas con yodo directamente. (4) Seguir los pasos Nº (3) al (6) del procedimiento anterior. como tiosulfato o arsenito sódico. en que los oxidantes se determinan haciéndolos reaccionar con un exceso de yoduro. 2. desde un cilindro graduado. lo hace muy utilizable en volumetría.es Eº = + 0. Por ello. los métodos se dividen en dos grupos: 1. la cantidad de determinaciones yodimétricas es . El potencial normal del sistema I3-/I.a I-.536 V. (6) Añadir 2 mL del indicador de almidón y continuar la titulación hasta la desaparición del color azul intenso. Transferir tres (3) alícuotas de 25 mL a fiolas de 125 mL. tanto en las utilizadas como reactivo valorante en métodos directos. Medir el volumen total de titulante y calcular la pureza (% m/m) del ácido ascórbico.y los reductores fuertes reducen el I3. aumenta su solubilidad por formación del complejo triyoduro I2 + I .010 M. Métodos indirectos (yodometría). como el de potasio.KIO3 0.a I3. normalmente en solución neutra o débilmente ácida. a un balón aforado de 100 mL. El ácido tiosulfúrico sufre una dismutación: H2S2O3 → H2SO3 + S Pero esta reacción es muy lenta respecto a la oxidación con yodo. esta reacción es lenta y no sucede cuando el tiosulfato se titula en soluciones ácidas de yodo con agitación. la valoración del yodo con tiosulfato en solución alcalina no transcurre según una reacción sencilla donde parte del tiosulfato se oxida a sulfato: S2O3.+ 4I2 + 10OH. La semirreacción triyoduro-yoduro está muy poco influenciada por el pH. De cualquier modo. en los cuales se adiciona un exceso de yoduro al agente oxidante que se va a determinar. y también la reacción inversa.→ 2I. muy influenciada por las modificaciones de pH.+ IO3- Además. pero su equivalencia es diferente de la del tiosulfato.→ 2SO4-2 + 8I. se libera yodo y éste se titula con solución de tiosulfato de sodio. pues. La reacción entre el yodo y el tiosulfato es más rápida que la reacción de descomposición. Los métodos en que interviene el yodo no son aplicables en solución fuertemente alcalina a causa de las siguientes reacciones de dismutación (redox internas): I2 + 2OH. Por otra parte. El H 2SO3 es también un reductor del yodo.+ IO3IO. Para aumentar la solubilidad del yodo y para disminuir su volatilidad se añade un . así. La reacción entre el ion yoduro y los oxidantes oxigenados.pequeña. No obstante.+ 5H2O La cantidad de tiosulfato que se oxida a sulfato aumenta con la basicidad de la solución.→ H2O + I. está. los potenciales delas semirreacciones que implican un cambio en el contenido de oxígeno de moléculas o iones están marcadamente influenciadas por la concentración de ion hidrógeno. El tiosulfato no puede utilizarse en soluciones altamente ácidas a menos que dichas soluciones están sometidas a una agitación intensa para que se oxide en seguida. muchos agentes oxidantes tienen la fuerza necesaria para reaccionar por completo con el ion yoduro y por esto hay muchas aplicaciones de los procesos yodométricos. no se efectúan nunca en caliente. se adiciona del 3 al 4 % de KI a una solución 0.+ IO2 + 3H2O En los métodos yodométricos existen dos fuentes principales de error: (1) El yodo es volátil.+ O2(g) El ácido hipoyodoso en solución básica se puede convertir en yodato: 3HIO + 3OH- → 2I. la valoraciones con yodo. Esta fuente de error se minimiza añadiendo un exceso de yoduro potásico. Otra forma es añadir cantidades pequeñas de bicarbonato de sodio a la solución ácida de yoduro. formando los ácidos hipoyodoso e yodhídrico: I2 + H2O → HIO + HI Deben evitarse las condiciones que incrementan el grado de hidrólisis. Na2S2O3·5H2O. Por lo general esta sal se adquiere como pentahidrato. (2) El ion yoduro se oxida con el oxígeno del aire: 4I. pudiendo la solución perder parte de él. HIO → 2H+ + 2I. Las soluciones no se deben estandarizar por su masa directamente. debe ser hervida para eliminar el oxígeno disuelto. sean directas e indirectas. pero se hace más apreciable a medida que aumenta la concentración de ion hidrógeno. La luz intensa acelera la oxidación atmosférica del ion yoduro y lo mismo actúan algunos catalizadores. La calidad del agua donde se disuelve el tiosulfato debe estar recién hervida.+ O2 + 4H+ → 2H2O + 2I2 Esta oxidación no es perceptible en solución neutra. El tiosulfato de sodio es la solución estándar que se utiliza en la mayoría de los procesos yodométricos. El agua que se utiliza para la solución de yoduro. tales como cobre(II).1 N y después se tapa muy bien la solución. nitrato y óxidos de nitrógeno. ya que se incrementaría la pérdida de yodo por volatilización.exceso de yoduro de potasio. deben estandarizarse con un patrón primario (KIO3 o K2CrO4). Además. El yodo tiende a hidrolizarse en agua. para que se forme el triyoduro. Por lo general. ya que el dióxido de carbono disuelto . Las titulaciones no pueden realizarse en soluciones muy básicas y las soluciones estándar de yodo se deben conservar en frascos ámbar para prevenir la fotodescomposición del HIO. debe efectuarse siempre una prueba en blanco en paralelo con la estandarización y aplicar la corrección que proceda. está constituido principalmente por β-amilosa. componente macromolecular de muchos almidones. el ión triyoduro oxida al tiosulfato a tetrationato: 2S2O3-2 + I3. Este color azul parece tener origen debido a la adsorción del yodo en el interior de la cadena helicoidal de la β-amilosa. KIO3. La desventaja del iodato de potasio. y las soluciones se preparán fácilmente a partir de este producto. Esta interacción no es fácilmente reversible y por tanto es indeseable.favorece la dismutación del ion tiosulfato.67) lo cual es igual a un sexto de la masa molar. como el HgI2. Sin embargo. es más común emplear una solución (dispersión coloidal) de almidón ya que el color azul intenso del complejo I 3--almidón funciona como una prueba muy sensible al yodo. que también esta íntimamente relacionada. forma un aducto rojo con el yodo. el ion yoduro es fácilmente oxidable por el aire. además. su bajo peso equivalente (≈ 35. El llamado almidón soluble. Como el KI puede contener trazas de yodato y. En soluciones neutras o ácidas. La sensibilidad del indicador disminuye al aumentar la temperatura y con algunos reactivos orgánicos como los alcoholes metílico y etílico. es su baja masa molar en relación con el número de electrones que recibe. En la titulación del exceso de yodo con tiosulfato. la adición del indicador debe . Esto conduce a un error de pesada mayor de lo deseable al preparar las soluciones. La α-amilosa.+ 5I.→ 3I.+ S4O6-2 La valoración debe realizarse inmediatamente o de lo contrario ocurre la oxidación del yoduro con el aire. Sin embargo. las soluciones de almidón se descomponen con facilidad debido al crecimiento bacteriano pero este proceso se puede retardar esterilizando o adicionando un conservador. que se puede encontrar fácilmente en el comercio.+ 6H+ → 3H2O + (pH 1): 3I2 El yodo liberado se valora con la solución de tiosulfato sódico para la estandarización. es decir. La masa de iodato se disuelve en agua y se trata con un exceso de yoduro potásico en medio fuertemente ácido IO3. El color de una solución de yodo tiene suficiente color (amarillo ámbar) para que actúe como autoindicador. Un ejemplo de las aplicaciones yodométricas es la determinación de la vitamina C. Se oxida fácilmente por pérdida de dos hidrógenos a una forma dicetónica. El ácido ascórbico es la vitamina más inestable. y por oxidación el mismo ácido dibásico. ácido cevitámico o vitamina antiescorbútica. porque el producto de hidrólisis (la glucosa). catalizando su oxidación el cobre. se destruye fácilmente por el calor y se oxida rápidamente en medios alcalinos. el ácido deshidroascórbico. Se encuentra ampliamente difundido entre los vegetales. es un agente reductor del I3-.posponerse hasta que se haya reducido la mayor parte del yodo (justo antes del punto de equivalencia). el ácido sacárico. Es un agente reductor suave que reacciona rápidamente con el ion triyoduro: H H HO O HO O HO O O HO H H O + I3. Su falta en la dieta provoca anemia.+ H2O O HO OH + 3I. también conocida como ácido ascórbico. tomates y coles son los más ricos. que forman la misma osona. Los pimientos. pérdida de peso. el cual se designa como ácido L-ascórbico por su relación con la L-gulosa. el sorbitol. frutos cítricos. La Dglucosa y la L-gulosa dan por reducción del mismo alcohol. sino parte del yodo tiende a permanecer unido a las partículas de almidón después de alcanzar el punto de equivalencia. La vitamina C se obtiene industrialmente a partir de la D-glucosa y de la L-xilosa. formando asi sales neutras solubles del ácido ascórbico.3-dienol-L-glucónico. La estrcutura del ácido ascórbico corresponde a una lactona del ácido 2. El almidón parcialmente hidrolizado es una fuente de error en la titulación redox.+ 2H+ . Los dos grupos enolicos de la vitamina C determina su acidez. pero es dextrógiro. y tienen lugar fecuentes hemorragias. los huesos y dientes se vuelven frágiles. El bromo generado. se añade un exceso de oxidante.Por otro lado. el excipiente puede quedar en suspensión durante la valoración. Las reacciones que liciten lugar son las siguientes: BrO 3 5Br 6H 3Br2 3H 2 O C 6 H 8 O 6 Br2 C 6 H 6 O 6 2Br 2H Br2 (exceso) 2I 2Br I 2 I 2 S 2 O 3 2 2I S 4 O 6 2 Observaciones • El resultado se expresa habitual mente como gramos de ácido ascórbico por comprimido o por sobre. De hecho. se actúa de forma análoga a la descrita anteriormente para los comprimidos. • La cantidad de muestra indicada y de brómato de potasio recomendada corresponde a un consumo de aproximadamente 20 ml de tiosulfato de sodio 0. En estos casos resulta difícil observar la aparición del color amarillo del bromo. • En algunos comprimidos de vitamina C. ya que la muestra está pulverizada. pero si que es conveniente para homogeneizarla. por lo que se observará el color azul característico de dicho producto con el yodo cuando se añada el yoduro a la disolución. debe ser suficiente para garantizar la oxidación cuantitativa del ácido ascórbico y para que el exceso consuma una cantidad adecuada de valorante. . en este punto se añade un exceso de yoduro de potasio. • El método no es aplicable a comprimidos masticables de vitamina C. • Debido a la volatilidad del bromo y del yodo. es necesario realizar la valoración lo más rápidamente posible. Sin embargo. dada la elevada volatilidad del bromo. el ácido ascórbico también se oxida a ácido dehidroascórbíco por la acción del bromo. por regla general. • Cuando la muestra se encuentra en forma de polvo. que seguidamente se valora con tiosulifato. el tratamiento en el mortero no sería imprescindible. En ocasiones se trata de almidón. lo que hace necesario conocer el peso medio del comprimido o el peso del contenido de un sobre del producto comercial.1 eq/l. que se obtiene por reacción de una cantidad conocida de brómalo de potasio con un exceso no conocido de bromuro de potasio. con lo que se obtiene la cantidad equivalente de yodo. • Algunos preparados farmacéuticos con vitamina C contienen también excipientes que confieren una coloración amarilla o anaranjada a su disolución. equivalente al bromato de potasio inicial. 7. y ácido ascórbico. cuál es la estequiometría de la reacción. 24. 3. ¿Cuál es la desventaja más importante del KIO3 como patrón primario?. 5. ¿Qué cuidados debe tomarse en cuenta en el manejo de la solución de yodo y tiosulfato?. 23. determinar la constante de equilibrio de las reacciones redox involucradas. ¿Cuál es el fundamento de la reacción del método yodométrico?. 12. ¿Por qué en la estandarización de las soluciones de tiosulfato se emplea con mayor frecuencia el iodato más que el yodo?. 15. ¿Qué error puede cometerse en la visualización del punto final para la determinación de la vitamina C en tabletas comerciales?. qué podría ocurrir. iodato. 14. 18. 6. ¿A qué se debe la propiedad de autoindicador del yoduro?. ¿Es el almidón un indicador redox?. Si se utilizara el cromato de potasio como patrón primario.Cuestionario: 1. ¿Porqué es indirecta?. 21. ¿Quién es el reductor más débil?. ¿Por qué las soluciones de triyoduro y tiosulfato deben guardarse en recipientes oscuros?. 11. Mencione las propiedades de las soluciones de triyoduro. 8. Explique. 9. . Menciones tres ventajas de utilizar un medio fuertemente ácido en la titulación yodométrica. Si una solución de triyoduro o tiosulfato se deja a la interperie por mucho tiempo. tiosulfato. 13. ¿Cuál es el oxidante más fuerte?. ¿Porqué el HCl y H2SO4 son los ácidos minerales útiles para las reacciones yodométricas?. Explique con la reacción involucrada. 10. 20. 19. 25. Dibuje una estructura que explique el color azul intenso del indicador en yodometría. ¿Porqué el ácido nítrico no puede utilizarse para las reacciones yodométricas?. ¿Porqué es impráctico el uso de una solución de triyoduro como agente titulante?.Utilizando las concentraciones a utilizar en esta práctica. Mencione los errores que pueden originarse en los métodos yodométricos para la determinación de la vitamina C. Porqué no es muy aplicado como punto final. Consultar la tabla de potenciales estándar de la reacción del yodo. 17. 16. determinar el potencial químico de las reacciones redox involucradas. ¿Cuál es la condición primordial de una valoración yodométrica y yodimétrica?. Utilizando las concentraciones a utilizar en esta práctica.. ¿Por qué no puede utilizarse altas temperaturas en la yodometría y en la determinación de vitamina C?. ¿Porqué son muy poco empleadas las titulaciones yodimétricas?. 2. 4. Mencione tres desvantajas de las soluciones de triyoduro y tiosulfato. 22. ¿Qué errores se podrían originar si se utiliza un medio básico en la titulación yodométrica?. ¿Qué pasaría en la titulación yodométrica si el almidón utilizado está parcialmente hidrolizado?. Escriba una ecuación balanceada que lo explique. . el yodo y.26. Menciones otras aplicaciones importantes de la yodometría. el bromo son corrosivos. Seguridad Los ácidos concentrados. Es aconsejable manipularlos con precaución. especialmente.
Report "Practicas Quimica Analitica Grupo Lunes-Miercoles"