PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATÓLICA DEL PERÚFACULTAD DE CIENCIAS E INGENIERÍA

Laboratorio 1 de Química Analítica

OCTAVA PRÁCTICADETERMINACIÓN DE NITRÓGENO POR EL MÉTODO DE KJELDAHL

Fecha del experimento: 2 de junio del 2010

Integrantes:- Brenda D’Acunha- Said Neme

2010

Estandarización de

Preparar 250 ml de solución de NaOH 0.1M

Preparar una solución de biftalato de potasio (pesar entre 0.2-0.25 g)

Titular hasta punto de equivalencia.(Realizar duplicados)

Estandarización de

Preparar 100 ml de solución de 0.1M

Toma alícuotas de 10ml de la solución de

Titular con la solución estándar de NaOH(Realizar duplicados)

1. Objetivo:

- Determinación cuantitativa de nitrógeno en una muestra de harina mediante el método de Kjeldahl.

2. Procedimiento:

0.25 de sulfato de potasio

1g de muestra

0.5g sulfato de cobre

10ml cc

Pedazos de porcelana

Hasta obtener Mezcla transparenteBalón de digestiónAñadir 100ml de agua y trasvasar a un balón de 0.5L

EnfriarCalentar

Solución problema

50ml NaOH 30%

Pedazos de porcelana

Sumergir salida en 25ml de + 4 gotas de indicador rojo de metilo

Titular con NaOH Hasta punto de equivalencia.

Destilar hasta obtener volumen de 75mL aprox.

Determinación de nitrógeno:

3. Equipos importantes:

- Equipo de destilación- Equipo de digestión de Kjeldahl

4. Datos:

En lugar de trabajar con la muestra de harina, se trabajó con una muestra de sacarosa, que sirvió como blanco para todos en el laboratorio. Para poder realizar el análisis de la harina, se tomaron los datos del equipo conformado por Rodrigo Beltrán y Alonso Arguelles.

Blanco:

Peso de sacarosa: 1.0232g

Estandarización de NaOH 0.1M:

Ensayo Peso de Biftalato (g) Volumen de NaOH gastado (mL)

1 0.2232 12.82 0.2268 11.93 0.2174 11.4

Estandarización de H2SO4 0.05M:

Ensayo Volumen de H2SO4

gastado (mL)1 9.92 10

*Se una alícuota de 10mL de NaOH para ambos ensayos

Determinación de nitrógeno:

- Volumen de la muestra al finalizar la destilación: 75mL aprox.- Volumen de NaOH gastado para titular el exceso de ácido: 25.5mL- % teórico de nitrógeno en la muestra de sacarosa: 0%

Muestra de Harina:

Peso de la muestra: 1.0215g

Estandarización de NaOH 0.1M:

Ensayo Peso de Biftalato (g) Volumen de NaOH gastado (mL)

1 0.2416 11.92 0.2127 10.6

Blanco - 0.05

Estandarización de Ácido sulfúrico 0.05M:

Ensayo Volumen de H2SO4

gastado (mL)1 9.92 10

Determinación de nitrógeno:

- Gasto de NaOH 0.1M usado en la titulación: 13.6mL- Volumen de H2SO4 0.05M: 25mL- % teórico de nitrógeno en la muestra: 10%

5. Cálculos y resultados:

1. Blanco

Estandarización de NaOH :

Por estequiometria se cumple lo siguiente:

nNaOH=nbiftalato

Ensayo Biftalato (g) Volumen NaOH (ml)

[NaOH] (M)

1 0.2232 11.8 0.09242 0.2268 11.9 0.09333 0.2174 11.4 0.093

[NaOH ]=0.0929±4.58 x 10−3

Estandarización de H 2SO4:

Se estandarizó el ácido sulfúrico tomando alícuotas de NaOH de 10ml. Se usó como indicador rojo de metilo ya que se tuvo una equivocación al poner el ácido en la bureta en lugar del hidróxido.Por estequiometria tenemos:

2(n¿¿NaOH )=nH2 SO4 ¿

Ensayo Volumen ácido gastado (ml)

[H 2SO4] (M)

1 9.9 0.04692 10 0.0465

[H 2SO4 ]=0.0467±2.83 x10−4

Determinación de nitrógeno en la muestra de sacarosa:

Moles de H2SO4 iniciales:

[H2SO4] x Volumen = (0.046M) x (25x10-3L) = 1.15x10-3moles

Moles de NaOH gastadas para la titulación:

[NaOH] x Volumen = 0.0929M x 25.5x10-3L = 2.295x10-3moles

Por estequiometría, tenemos que 2nH2 SO4=nNaOH

Entonces, las moles finales de H2SO4 para el blanco son:

nde NaOH2

=2.295 x10−3

2=1.1475 x10−3moles deácido sulfúric o

Luego, es posible hallar las moles de NH3 presentes ya que:

namoniaco=2[ (nácido iniciales )−(nácido enexceso)]

namoniaco=5 x10−6

Luego, namoniaco=nnitrogenoY, nnitrogenoenelblanco=5 x10

−6

2. Muestra de harina:

Estandarización de NaOH :

Volumen de NaOH gastado en el blanco = 0.05ml

Ensayo Biftalato (g)Volumen

NaOH (ml)Volumen corregido NaOH (ml)

[NaOH] (M)

1 0.2416 11.9 11.85 0.09962 0.2127 10.6 10.55 0.0986

[NaOH ]=0.0991±7.07 x10−4

Estandarización de H 2SO4:

Se tomaron alícuotas de 10ml del ácido y se uso como indicador fenolftaleína.

Volumen de NaOH gastado en blanco = 0.05ml

Volumen Volumen

Ensayo NaOH (ml) corregido de NaOH (ml)

[H 2SO4] (M)

1 10.1 10.05 0.04982 9.9 9.85 0.0488

[H 2SO4 ]=0.0493±7.07x 10−4

Determinación de nitrógeno en la muestra de harina:

Moles de H2SO4 iniciales:

[H2SO4] x Volumen = (0.0493M) x (25x10-3L) = 1.23x10-3moles

Moles de NaOH gastadas para la titulación:

[NaOH] x Volumen = 0.0991M x 13.6x10-3L = 1.35x10-3moles

Por estequiometría, tenemos que 2nH2 SO4=nNaOH

Entonces, las moles finales de H2SO4 para el blanco son:

nde NaOH2

=1.35 x10−3

2=6.74 x 10−4moles deácido sulf ú rico enexceso

Luego, es posible hallar las moles de NH3 presentes ya que:

namoniaco=2[ (nácido iniciales )−(nácido enexceso)]

namoniaco=1.112 x10−3

Luego, namoniaco=nnitrogeno

Y, nnitrogeno=1.112 x10−3

nnitrogenomuestra=nnitrogeno−nblanco=1.112 x10−3−5 x10−6

nnitrogenomuestra=1.107 x10−3

gramosde Nmuestra=nnitrogenomuestra x14 g

1molde nitrógeno=0.015 gr

%N muestra=gramos denitrógenopesomuestra

x100%= 0.015g1.0215g

x100%=1.52%

% proteína teórico: 10%% proteína experimental: 1.52% x 5.7 (factor de conversión de nitrógeno a proteína)=8.65%

%Error=10−8.6510

x100%=13.52%

6. Discusión y observaciones:

Se pesó 1,0232 g. de sacarosa, para utilizar como blanco del método y se colocó en el balón de digestión. A continuación, se agregaron 5g de sulfato de potasio, 0.3g de sulfato de cobre (II), ambos catalizadores en la reacción, y 10mL de ácido sulfúrico concentrado. Al agitar y homogenizar, la solución resultante se tornó de color marrón oscuro-negro. Además, se agregaron algunos pedazos de porcelana para evitar salpicaduras al momento de la ebullición.

Con ayuda de pinzas y un soporte universal, se procedió a calentar el balón con un mechero Fischer. Inicialmente, no se observaba cambio alguno en la muestra, pero luego de aproximadamente media hora de calentamiento, se observó que el color se fue aclarando, primero ligeramente a un tono anaranjado, hasta obtener finalmente una tonalidad celeste-verdosa y transparente.La siguiente reacción se lleva a cabo:

Sacarosa+Nitrógeno+H 2SO4+catalizadores+calor→CO2+¿

Luego que ocurrió el cambio de color, se dejó en ebullición por 15 minutos más, para asegurarnos de que todo reaccionó, y se dejó enfriar a temperatura ambiente. Mientras tanto, se procedió a la estandarización de las soluciones.

Es necesario mencionar, que se cometió un error en la estandarización del ácido sulfúrico, ya que se colocó el hidróxido de sodio en el matraz, y se utilizó como agente titulante al ácido. Entonces, para poder continuar sin desechar la solución, se cambió de indicador de fenolftaleína a rojo de metilo, y se continuó con el procedimiento.

Una vez frío el balón, se agregaron 100mL de agua y se disolvió la solución restante. Se trasvasó a un balón de 500mL y se preparó el equipo de destilación que se muestra a continuación:

Imagen 1. Equipo de destilación

En el balón (izquierda), se observa la solución que se obtuvo después de la digestión, con 100mL de agua, 50mL de NaOH al 30% y pedazos de porcelana. En el matraz recolector (derecha), se colocó una solución de 25mL de ácido sulfúrico 0.05M con 4 gotas de indicador rojo de metilo.

Al agregar el hidróxido de sodio, se conectó de manera inmediata el balón al sistema, ya que se forma amoníaco en forma de gas, que luego es condensado y recibido en el matraz con ácido sulfúrico e indicador, y de hacerlo lentamente, se perdería nitrógeno. Acá se incurrió en un error, ya que al agregar el hidróxido, no se conectó tan rápido al sistema de destilación, pues el sistema estaba mal ensamblado y se tuvo que arreglar para poder conectar el balón.

La siguiente reacción se llevó a cabo:

¿

El amoníaco formado por la reacción, en forma de gas, se condensaba al pasar por el tubo que contenía un agente refrigerante, de manera que caía en el matraz como amoníaco acuoso, que a su vez, reaccionaba con el ácido sulfúrico presente en la solución.

2NH3 +2H2SO4 → (NH4)2SO4 + H2SO4

Entonces, como el amoníaco que se forma es “atrapado” por el ácido sulfúrico, el pH se mantiene bajo, y por ende, el indicador no cambia de color hasta que se efectúa la titulación.

Se destiló calentando el balón con un mechero bunsen, hasta llegar a recolectar un volumen de aproximadamente 75mL.

Cuando esto finalizó, se procedió a la titulación del exceso de ácido sulfúrico, que no reaccionó con el amoníaco formado en la reacción anterior, con hidróxido de sodio. Se pudo ver el punto de equivalencia cuando la solución rosada se tornó amarilla y con eso se dio fin a la titulación.

El error de 15.4% nos indica que existieron algunas fuentes de error en el experimento, la más probable es que el nitrógeno se haya perdido durante la digestión, por la digestión incompleta de la muestra, o al momento de conectar el sistema de destilación al agregar el hidróxido de sodio. Además, si la salida del destilado no quedaba sumergida en la solución de ácido, el amoníaco podía escapar al ambiente y así, el porcentaje hallado es menor al real.

7. Conclusiones:

- Se determinó el porcentaje de nitrógeno en la muestra de harina por el método de Kjeldahl, obteniéndose 1.52% y un error de 13.52%.

- La modificación realizada al método de Kjeldahl que antes se usaba en el laboratorio resultó exitosa, obteniéndose un rendimiento relativamente alto en una menor cantidad de tiempo.

8. Bibliografía:

- Vogel’s Textbook of quantitative chemical analysis 5th ed. Editorial Longman. Nueva York, 1989. Pp.302-303.

- Instituto de salud pública de chile. Determinación de proteínas. En: http://www.ispch.cl/lab_amb/met_analitico/doc/ambiente%20pdf/Proteina.pdf. Visitado el día: 09 de junio de 2010.

- Cole-Parmer technical library. Kjeldahl Method for determining nitrogen. En: http://www.coleparmer.com/techinfo/techinfo.asp?htmlfile=KjeldahlBasics.htm&ID=384. Visitado el día: 09 de junio de 2010.