Prácticas de Análisis Químico

PRÁCTICA 1: Determinación de la acidez total de un vinagre

Introducción

Muchos tipos de análisis químicos se llevan a cabo mediante un método en el que uno de los componentes se determina volumétricamente; para ello, se le adicionan volúmenes de una disolución de concentración conocida, hasta alcanzar un punto final señalado por un indicador. Tal disolución se conoce como disolución valorada. A partir del volumen y de la concentración de la disolución valorada, consumida en la volumetría, y conociendo el tamaño de la muestra, se puede calcular la concentración del componente a cuantificar.

El contenido total de ácido de un vinagre se determina fácilmente mediante volumetría ácido-base. La disolución valorada de una base fuerte reacciona, en el transcurso de la valoración, con los ácidos orgánicos presentes en la muestra; una vez alcanzado el punto final, se puede establecer una relación entre los equivalentes de la disolución valorada añadida y la cantidad de sustancia problema, lo que permite conocer dicha acidez valorable. Ésta se expresa, usualmente, en términos del ácido predominante presente en la muestra (ácido cítrico en gaseosas, ácido málico en zumo de manzana, ácido tartárico en vino, ácido acético en vinagres, etc.), aunque puedan existir otros ácidos minoritarios en la muestra.

Para determinar la concentración exacta de la disolución de hidróxido de sodio (disolución valorada), con el fin de su utilización en la determinación de la acidez valorable, se puede utilizar un ácido patrón primario tal como el ftalato ácido de potasio. El punto final de estas determinaciones se detecta utilizando como indicador ácido-base la fenolftaleína (indicador ácido-base visual).

El vinagre o vinagre de vino es el líquido obtenido de la fermentación acética del vino puro o diluido de piquetas de vino, con una riqueza mínima de cincuenta gramos de ácido acético por litro. La acidez total se define como la totalidad de los ácidos volátiles y fijos que contiene el vinagre, expresada en gramos de ácido acético por 100 mL de vinagre.

Objetivos Aplicación de los principios de las volumetrías ácido base Preparación de disoluciones de sustancias patrón primario e introducción en el concepto de factor

de pesada Estandarización de una disolución de una base fuerte e introducción en el concepto de factor de

una disolución

Procedimiento experimental Reactivos

Sólidos NaOH KHC8H4O4 (M = 204,2276 g mol-1), sustancia patrón tipo primario

Disolventes Etanol

Disoluciones NaOH 0,1 N Fenolftaleína 0,5% (m/v) en etanol

Precauciones de seguridad

1º GRADO EN CIENCIA Y TECNOLOGÍA DE ALIMENTOS. ANÁLISIS QUÍMICO

2

El hidróxido de sodio es CORROSIVO y provoca quemaduras

Materiales Vasos de precipitado de 100 mL Frasco lavador de 500 mL Varilla de agitación Matraz aforado de 250 mL Frasco de almacenaje de polietileno de 250 mL

Pipeta aforada de 10 mL Pie de bureta Nuez Pinza Bureta de 25 mL

Preparación de disoluciones

PREPARACIÓN DE 250 mL DE UNA DISOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE SODIO 0,1 N

En un vaso de precipitado de 100 mL limpio y seco pese la masa del reactivo necesaria para preparar 250 mL de una disolución de 0,1 N. Disuelva en agua pura, transfiera ésta al matraz aforado del volumen escogido, enrase y mezcle. Almacene la disolución en un frasco de polietileno y etiquete con su contenido.

Estandarización de la disolución de hidróxido de sodio 0,1 N Pese en un vaso de precipitado de 100 mL, limpio y seco, la masa de ftalato ácido de potasio necesaria para preparar 50 mL de una disolución 0,1 N, en dicho compuesto químico. Anote la cantidad pesada realmente, disuelva en agua pura, transfiera cuantitativamente al matraz aforado del volumen escogido, enrase y mezcle.

Valore 10 mL de la disolución de biftalato, tomados con pipeta de doble enrase: añada 1 ó 2 gotas del indicador al medio de valoración y vaya agregando desde la bureta la disolución de hidróxido de sodio 0,1 N hasta observar un cambio en el vaso de reacción y tome lectura del volumen gastado.

Repita este proceso de estandarización otras dos veces más para obtener un dato promedio.

Determinación del grado acético

PROCESO DE VALORACIÓN

El vinagre comercial se diluye, con objeto de llevar éste a un orden de concentración adecuado para su determinación; por tanto, se sitúan 10 mL del mismo, exactamente medidos, en un matraz aforado de 100 mL, se completa hasta la marca con agua pura y se homogeneiza.

Seguidamente, sitúe 10 mL, exactamente medidos, del vinagre diluido, en un vaso de precipitado de 100 mL, agregue 1 ó 2 gotas del indicador y añada agua pura hasta aproximadamente 25 mL para rebajar el color de la disolución. Valore añadiendo la disolución estándar de hidróxido de sodio desde la bureta, hasta observar un cambio en el vaso de reacción y tome lectura del volumen gastado.

Repita la valoración otras dos veces más para obtener un dato promedio.

RESULTADO DEL ANÁLISIS

Exprese la acidez valorable del problema, en forma de grado acético (gramos de ácido acético en 100 mL de vinagre).

Bibliografía

— SKOOG, WEST, HOLLER; “Fundamentos de Química Analítica”, 4ª edición. Editorial Reverté. Barcelona. 1997.

— S. SUZANNE NIELSEN; “Análisis de los alimentos. Manual de laboratorio”. Editorial Acribia, S.A. Zaragoza. 2003.


3

INFORME. Práctica 1: Determinación de la acidez total de un vinagre NOMBRE/S: …………………………………………………………………………………………………………………………………… GRUPO: ……………………….. TURNO: …………………………

Estandarización de una disolución de NaOH 0,1 M Tabla 1.1

Masa de KHC8H4O4 (expresada en gramos)

Factor de pesada (masa real/masa teórica)

*Concentración normal de la disolución de KHC8H4O4 (eq L

-1)

Por pesada

Por cálculo (*) Expresada en notación científica con cuatro decimales

Tabla 1.2

Réplica Vaso de reacción

Volumen de KHC8H4O4 (mL)

Bureta

Volumen añadido de NaOH (mL)

Cálculos:

*Concentración Normal de la disolución de NaOH:

………………………………………………………. (eq L-1

)

1

2

3

Valor medio del volumen de la disolución a estandarizar de NaOH

(*) Expresada en notación científica con cuatro decimales

Determinación del Grado Acético a) Datos experimentales

Tabla 1.3

Réplica Vaso de reacción Volumen de vinagre diluido (mL)

Bureta Volumen añadido de NaOH (mL)

Cálculos:

*Concentración Normal de la disolución de

vinagre diluido:…………………………………. (eq L-1

)

1

2

3

Valor medio del volumen de la disolución estandarizada de NaOH


b) Resultado del análisis

b.1. Calcule la concentración Normal, expresada en eq L-1, del vinagre comercial. (Dilución efectuada: 10 mL de vinagre comercial a 100 mL).

Cálculos:

…………………………………………………. (eq L-1)

b.2. Calcule el contenido, en gramos por litro de ácido acético en el vinagre comercial (M del ácido acético = 60,053 g mol-1)

Cálculos:

…………………………………………… (g ácido acético L-1)

b.3. Calcule el contenido en grado acético de

ácido acético en el vinagre comercial Grados acéticos: g de ácido acético por cada

100 mL de vinagre.

Cálculos:

……………………………………………………(º Acético)


4

PRÁCTICA 2

Determinación de la dureza total del agua

Introducción El ácido etilenodiaminotetraácetico (EDTA) forma compuestos complejos con numerosos iones

inorgánicos, incluyendo el calcio y el magnesio. Se puede hacer uso de esta reacción para determinar el contenido de estos elementos inorgánicos en una muestra, mediante una valoración complejométrica. El pH afecta a las volumetría complejométricas con EDTA; por tanto, debe ser controlado cuidadosamente.

El punto final de estas determinaciones se detecta utilizando indicadores que cambian de color cuando se complejan con los iones inorgánicos. El negro de eriocromo T (NET) es un indicador que cambia de azul a rosa cuando se compleja con cationes como por ejemplo calcio (II) o magnesio (II).

Una aplicación importantísima de la volumetría de complejación con EDTA es la determinación de la dureza del agua1, utilizada como método normalizado para análisis de aguas (Estandar Methods for the Examination of Water and Wastewater); Método 2340C; Método 920196 de la AOAC (Association Official Analytical Chemistry).

Objetivos Aplicación de los principios de las volumetrías de complejación Preparación de una disolución estándar de un agente complejante


Sólidos

Na2H2Y 2H2O: Sal disódica dihidratada del ácido etilenodiaminotetracético (EDTA) (M=372,24 g mol-1), sustancia patrón tipo primario

NH4Cl: Cloruro de amonio (M=53,5 g mol-1)

Disoluciones NH3 (aq) concentrado (disolución comercial) NET 0,5% en etanolamina/etanol: 100 mg del indicador sólido se disuelven en una disolución formada por 5

mL de etanolamina y 15 mL de etanol (mantenida en frigorífico, caduca a las tres semanas de su preparación)


Las disoluciones concentradas de NH3 son CORROSIVAS. El NH3 gas IRRITA la piel, los ojos y las vías respiratorias

Materiales Vasos de precipitado de 100 mL Frasco lavador de 500 mL Varilla de agitación Matraz aforado de 100 mL Frasco de almacenaje de polietileno de 100 mL Probeta ó tubo de ensayo graduado de 10 mL

Pipeta aforada de 10 mL Pie de bureta Nuez Pinza Bureta de 25 mL

1 Se considera dureza de un agua, el contenido total de iones calcio y magnesio expresado en forma de miligramos de carbonato de

calcio por li tro de disolución.


5


AGENTE VALORADO (DISOLUCIÓN ESTÁNDAR): PREPARACIÓN DE 100 mL DE UNA DISOLUCIÓN ESTÁNDAR DE EDTA 0,01 M

En un vaso de precipitado de 100 mL limpio y seco sitúe una cantidad de la sal disódica del ácido etilenodiaminotetraacético dihidrato, grado reactivo (secado previamente en estufa a 80º C durante 2 h(2) y

conservado, una vez enfriado, en desecador), esta sal debe ser pesada con una precisión de 0,1 mg.

Disuelva en agua destilada (un calentamiento suave entre 50 y 60 ºC y agitación aumenta la velocidad de disolución), transfiera ésta al matraz aforado de 100 mL de forma cuantitativa, enrase y homogeneice. Almacene la disolución en un frasco de polietileno.

DISOLUCIÓN REGULADORA NH3/NH4Cl (2 M, pH 10)

Disuelva aproximadamente 0,7 g de cloruro de amonio en aproximadamente 6 mL de amoniaco acuoso concentrado y complete con agua destilada a 50 mL.

Determinación

VALORACIÓN CON EDTA: CONTENIDO TOTAL DE CALCIO (II) Y MAGNESIO (II)

A 20 mL de la disolución problema(3), exactamente medidos, se le añaden 10 mL de reguladora de pH=10; 1 ó 2 gotas del indicador metalócrómico e, inmediatamente, se va adicionando la disolución estándar de EDTA 0,01 M, hasta observar un cambio de color. Finalmente, se toma lectura del volumen gastado del agente complejante.

La volumetría se repite otras dos veces más, para obtener un valor promedio.


Exprese el contenido total de calcio y magnesio del problema, en forma de miligramos de carbonato de calcio por litro de disolución.

Bibliografía SKOOG, WEST, HOLLER; “Fundamentos de Química Analítica”, 4ª edición. Editorial Reverté. Barcelona. 1997. S. SUZANNE NIELSEN; “Análisis de los alimentos. Manual de laboratorio”. Editorial Acribia, S.A. Zaragoza. 2003.

2El dihidrato grado reactivo de Na 2H2Y es suficientemente puro para ser usado como sustancia patrón tipo primario. El exceso de

humedad presente en la sal se reti ra por calentamiento suave a 80 ºC; temperaturas más al tas causaría pérdidas de H 2O de

hidratación. 3 El problema entregado (agua del suminis tro de la red) ha sido tratado previamente con HCl , para eliminar el CO2 disuelto, y

neutralizado.


6

INFORME. Práctica 2: Determinación de la dureza total del agua

NOMBRE/S: …………………………………………………………………………………………………..

GRUPO: …..................... TURNO:………………

Preparación de un volumen de 100 mL de una disolución estándar de EDTA 0,01 M

Tabla 2.1

Masa de Na2H2Y · 2 H2O (expresada en gramos)


*Concentración Molar de la disolución de EDTA (mol L

-1)

Por pesada

Por cálculo (*) Expresada en notación científica con cuatro decimales

Determinación de la suma total de Ca(II) y de Mg(II) (Dureza del agua)

a) Datos experimentales

Tabla 2.2

Réplica Vaso de reacción Volumen de muestra de agua (mL)

Bureta Volumen adicionado de complejante (mL)

Cálculos:

*Concentración Molar de la disolución de agua de

la red:…………………………………………………. (eq L-1

)

1

2

3

Valor medio del volumen adicionado de agente complejante


b) Resultado del análisis La Molaridad suma de calcio (II) y de magnesio (II) (moles L-1) obtenido experimentalmente; debe expresarse como carbonato de calcio. Cálculos:

Dureza del agua analizada: _____________________ mg de CaCO3 L

-1

Cuestión

1. Describan, brevemente, los cambios que observan en el vaso de reacción en el transcurso de la valoración e interpreten a qué son debidos.

PRÁCTICA 3


7

Determinación del contenido total de hierro en vino blanco

Introducción

La espectroscopia de absorción molecular está basada en la interacción de la radiación ultravioleta, visible e infrarroja con moléculas y es utilizada para la identificación y cuantificación de miles de especies orgánicas e inorgánicas. Concretamente, la espectroscopia molecular de absorción, en el ultravioleta y en el visible, (también llamada espectrofotometría) se emplea primariamente en análisis cuantitativo y, probablemente, es el procedimiento más usado en los laboratorios químicos y clínicos de todo el mundo. En principio es factible la determinación espectrofotométrica de cualquier compuesto orgánico que contenga uno o más grupos cromóforos, así como de numerosas especies inorgánicas. De tal manera que las aplicaciones de los métodos cuantitativos de absorción no sólo son numerosas, sino que además atañen a todos los campos en que se requiere información cuantitativa.

Para llevar a cabo un procedimiento espectrofotométrico, se deben establecer de entrada las condiciones que aseguren una relación reproducible (preferentemente lineal) entre la concentración y la absorbancia.

Relación absorbancia/concentración

Ley de Beer

A = bc

A (adimensional) absorbancia

(L mol-1 cm-1) absortividad molar b (cm) longitud del camino óptico recorrido por el haz

c (moles L-1) concentración

A = abc

A (adimensional) absorbancia

a (unidades que anulan las unidades de b y de c) absortividad b (cm) longitud del camino óptico recorrido por el haz

c (cualquier unidad de concentración) concentración

La longitud de onda a la que efectuaremos la medida fotométrica, siempre que sea posible, deberá corresponder al valor máximo de absorbancia del espectro de absorción del analito. En esta zona del espectro es donde se produce la mayor variación de absorbancia por unidad de concentración, de esta forma, podremos conseguir la máxima sensibilidad.

Las disoluciones estándar o patrones para el calibrado deben tener una composición global lo más parecida posible a las de la muestra problema y abarcar un intervalo razonable de concentraciones del analito; esto es, que las disoluciones presenten valores de absorbancia entre 0,200 y 0,800.

El hierro (III) forma un complejo de transferencia de carga con el anión sulfocianuro y su color es utilizado en la determinación, por vía espectrofotométrica, de cantidades de hierro presente en aguas, bebidas, etc.

La práctica que se propone, es la determinación del contenido total de hierro, Fe(II) + Fe(III), en vino blanco; haciendo uso del color del complejo formado entre el Fe(III) y el anión sulfocianuro, también llamado tiocianato. Método colorimétrico del tiocianato: El hierro (II) es oxidado, por el peróxido de hidrógeno, a hierro (III) y éste se combina con el tiocianato en medio clorhídrico dando color rojo. En el caso de vinos coloreados (rosados o tintos, el tiocianato férrico se extrae en éter etílico). Cuando se requiera simplemente la cuantificación del hierro trivalente presente en la muestra, se omitirá la adición del peróxido de hidrógeno.

Objetivos Saber aplicar la técnica de la espectroscopia de absorción molecular Construcción de curvas de calibración: absorbancia frente a concentración. Cálculo de la absortividad molar de moléculas absorbentes de radiación UV/visible.


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Sólidos NaSCN

Disoluciones Fe(III) (aq): Disolución de hierro (III) 2,5 10-2 g L-1 HCl (aq) Diluido (1:3) C2H5OH Etanol diluido (20º) NaSCN Disolución de tiocianato de sodio al 20% (m/v) H2O2 (aq) Diluido (10 volúmenes)


El tiocianato de sodio(s) es TOXICO por inhalación, ingestión o en contacto con la piel y NOCIVO PARA EL MEDIO AMBIENTE, evitar el

contacto las vías respiratorias, los ojos y la piel.

Materiales Vasos de precipitado de 50 y 100 mL Frasco lavador de 500 mL Varilla de agitación Matraz aforado de 25 mL Pipeta aforada de 10 mL Pipeta de volumen variable 1-5 mL

Cuentagotas Pie de bureta Nuez y pinza Tubos de ensayo de 20 mL y gradilla Bureta de 10 mL Cubeta de vidrio


REACTIVOS PARA PROPORCIONAR UN MEDIO ADECUADO PARA LA FORMACIÓN DEL TIOCIANATO FÉRRICO:

1DISOLUCIÓN DE ETANOL 20º En un vaso de precipitado sitúe una parte de etanol absoluto y cuatro partes de agua pura y agite.

4DISOLUCIÓN DE HCl (1:3)

En un vaso de precipitado sitúe una parte de ácido clorhídrico concentrado (densidad entre 1,18 y 1,19 g ml-1) y tres partes de agua pura y agite.

DISOLUCIÓN DE TIOCIANATO DE SODIO AL 20% (m/v) Pese en un vaso de precipitado la masa de NaSCN necesaria para preparar 10 mL de una disolución al 20% (m/v) disuelva, lleve a la marca con agua pura y agite.

1DISOLUCIÓN PERÓXIDO DE HIDRÓGENO DE 10 VOLÚMENES Se toma el volumen necesario de peróxido de hidrógeno comercial (110 volúmenes) para preparar 10 mL de disolución de 10 volúmenes, lleve a la marca con agua pura y agite.

1DISOLUCIÓN ESTÁNDAR DE HIERRO (III) 2,5 10-2 g L-1 Disuelva 0,0250 g de hierro puro en 40 mL de HCl (1:3), seguidamente añada 1 mL de HNO3 concentrado, hierva y deje enfriar, transfiera cuantitativamente a un matraz aforado de 1 L, añada agua pura hasta la marca y agite.

Determinación

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES PATRÓN DE HIERRO (III):

4 Disolución suministrada


9

Se sitúan en sendos matraces aforados de 25 mL, 5 mL de disolución etanólica de 20º y medidos con bureta de 10 mL: 0; 1,0; 2,0; 3,0; 4,0 y 5,0 mL de disolución estándar de hierro (III) de 2,5 10-2 g L-1. Seguidamente, añada 1 mL de disolución de HCl (1:3), 1 mL de disolución de tiocianato de sodio al 20% (m/v), complete a la marca con agua pura y mezcle.

TRATAMIENTO DE LA MUESTRA PROBLEMA Verter una alícuota de 10 mL de la muestra de vino, medidos con pipeta de doble enrase, en un matraz aforado de 25 mL conteniendo 5 mL de disolución etanólica de 20º. Seguidamente añada 1 mL de disolución de HCl (1:3), tres gotas de peróxido de hidrógeno de 10 volúmenes, 1 mL de disolución de tiocianato de sodio al 20% (m/v), enrase hasta la marca con agua pura y mezcle.

Prueba en blanco del problema: Verter una alícuota de 10 mL de vino, exactamente medida con pipeta de doble enrase, en un matraz de 25 mL, seguidamente añada 1 mL de disolución de HCl (1:3), tres gotas de peróxido de hidrógeno de 10 volúmenes, enrase con agua pura y mezcle.

MEDIDA ESPECTROFOTOMÉTRICA Seleccione en el instrumento de medida la longitud de onda de 508 nm, sitúe la disolución patrón conteniendo 0,0 mL de hierro en la cubeta de medida y ajuste el “0” de absorbancia. Seguidamente, mida la absorbancia que presentan las disoluciones estándar, de menor a mayor contenido en hierro y por último mida el valor de absorbancia que presenta la muestra problema y su blanco.

Construcción de las curvas de calibrado: Con los datos obtenidos represente gráficamente el valor de absorbancia (eje y) para cada estándar frente a su concentración correspondiente en mg L-1 de hierro (eje x). Ayudado de la curva de calibrado, determine el contenido de hierro total de la muestra problema.


Exprese el contenido total de hierro en la muestra de vino en mg L-1 ó ppm. Calcule la absortividad molar del complejo de sulfocianuro férrico.

Bibliografía SKOOG, WEST, HOLLER; “Fundamentos de Química Analítica”, 4ª edición. Editorial Reverté. Barcelona. 1997. MINISTERIO DE SANIDAD Y CONSUMO; SECRETARÍA GENERAL PARA EL CONSUMO; DIRECCIÓN GENERAL DE CONTROL Y ANÁLISIS DE LA CALIDAD; “Análisis de alimentos”. Servicio de Publicaciones del Ministerio de Sanidad y Consumo (Secretaría General Técnica). Madrid, 1985.


10

INFORME. Práctica 3: Determinación del contenido total de hierro en vino blanco NOMBRE/S: …………………………………………………………………………………………

GRUPO: …..................... TURNO:………………

Medida experimental de las disoluciones Tabla 3.1

Cálculos: Patrón Vañadido, mL (Fe

3+, 0,025 g L

-1)

Concentración de Fe

3+ (mg L

-1)

Concentración de Fe

3+ (M)

Absorbancia = 508 nm

1 0

2 1

3 2

4 3

5 4

6 5

Diluciones de la muestra problema.

Vañadido, mL

Disolución problema (vino)

Absorbancia medida

= 508 nm

Problema 10

Blanco 10

Cálculo de la concentración de analito en el vino 1. Representación gráfica de los datos. Represente los datos de la Tabla 3.1: los valores de absorbancia medidos a 508 nm (eje y) frente a concentración molar de hierro (III) (eje x).

↑ Absorbancia

Concentración Fe(III), mole/L →


11

Ayudado de la gráfica, obtenga la concentración de hierro total en la muestra problema:

Absorbancia neta medida en la disolución del problema: ____________

Contenido de hierro total (obtención gráfica): ______________________ moles L-1

Contenido de hierro total: ___ g L-1

2.2. Ajuste matemático de los datos. Ajuste, los valores obtenidos, por mínimos cuadrados y escriba la ecuación de la recta:

Pendiente = ___________ L mol-1 cm-1

Ordenada en el origen5 = _____________

rcoeficiente d e correlac ión = ___________

Ecuación de la recta

Sustituya la absorbancia neta, medida para el problema, en la ecuación de la recta y calcule la concentración de hierro total contenido en dicha muestra de vino:

Contenido de hierro total (ajuste matemático): ________________ moles L-1

Contenido de hierro total: mg L-1

3. Resultado del análisis

Concentración de hierro total contenido en la muestra problema de vino:

___________________ mg L-1

Absortividad molar de FeSCN2+ = L mol-1 cm-1

PRÁCTICA 4 Determinación de calcio en agua de bebida

5 Debe obtenerse un valor muy próximo a cero


12

Introducción

La concentración de algunos elementos inorgánicos específicos en los alimentos puede ser determinada por medio de una diversidad de métodos, uno de éstos es la espectroscopia de absorción atómica (AAS). Esta técnica se encuentra dentro de los métodos de espectroscopia atómica, en los que la etapa más importante es la atomización de la muestra para producir un gas atómico. El rendimiento y la reproducibilidad de la etapa de atomización determinan, en gran medida, la precisión, exactitud y sensibilidad de estos métodos.

La espectrometría de absorción atómica con atomización en llama (FAAS) se basa en la absorción de energía procedente de una fuente de radiación, una vez que la energía térmica de una llama ha transformado las moléculas en átomos. La energía absorbida por los átomos para pasar del estado fundamental a un estado excitado, corresponde a una longitud de onda específica que proviene de una fuente de energía denominada “lámpara de cátodo hueco”. La medida de la energía absorbida por los átomos es la diferencia de energía emitida por la lámpara de cátodo hueco y la que llega al detector, existiendo una correlación lineal entre la absorción y la concentración de la especie absorbente.

En esta práctica se propone la determinación de Ca (II) en aguas de bebida mediante FAAS. La llama empleada para la atomización está constituida por una mezcla de aire y acetileno en flujo constante y controlado. La lámpara de cátodo hueco de calcio emite radiación de longitudes de onda capaces de excitar a los átomos de calcio de la muestra. La intensidad de la radiación absorbida, es función de la concentración del analito presente en la misma.

Objetivos Aplicación de la técnica de la espectroscopia de absorción atómica

Preparación de disoluciones estándar de Ca(II)

Construcción de curvas de calibración absorción frente a concentración.


Sólidos CaCO3 Carbonato de calcio (M = 100 g mol-1), sustancia patrón tipo primario

Disoluciones HCl (aq) concentrado (disolución comercial) HCl (aq) disolución 1:1 (HCl/H2O) Ca(II) (aq) Disolución de Calcio(II) 0,02 M


El ácido clorhídrico concentrado es CORROSIVO, provoca quemaduras, IRRITA las vías respiratorias, los ojos y la piel.

Materiales Vasos de precipitado de 100 y 250 mL Frasco lavador Varilla de agitación Matraces aforados de 50 y 100 mL Probeta ó tubo de ensayo graduado de 10 mL

Pipetas aforadas de 5 y 10 mL Pie de bureta Nuez Pinza Bureta de 25 mL

Preparación de disoluciones MEDIO DE REACCIÓN: PREPARACIÓN DE 150 mL DE UNA DISOLUCIÓN DE HCl (1:1)


13

Sitúe en un vaso de precipitado de 250 mL, 75 mL de agua pura y complete, aproximadamente, hasta la marca a 150 mL con HCl comercial.

DISOLUCIÓN ESTÁNDAR DE CALCIO (II): PREPARACIÓN DE 50 mL DE UNA DISOLUCIÓN ESTÁNDAR DE Ca(II) 0,02 M Pese en balanza de precisión la masa de carbonato de calcio necesaria para preparar 50 mL de disolución 0,02 M. A continuación disuelva el sólido en ácido clorhídrico 1:1 y se enrase, con la misma disolución ácida utilizada para la disolución del sólido, en matraz del volumen escogido.

DILUCIÓN DEL ESTÁNDAR DE CALCIO (II) Se prepara una disolución intermedia de Ca(II). Para lo cual, sitúe con pipeta de doble enrase 5 mL de la correspondiente disolución estándar concentrada, en un matraz aforado de 100 mL, enrase con agua pura hasta la marca y agite.

Determinación PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES PATRÓN DE CALCIO: Se sitúan, medidos con bureta, en sendos matraces aforados de 50 mL: 2; 4; 6; 8; 10 y 16 mL de la dilución del estándar de calcio, se completa a la marca con agua pura y se agita.

TRATAMIENTO DE LA MUESTRA PROBLEMA Verter una muestra de 5 mL del agua a analizar, exactamente medida con pipeta de doble enrase, en un matraz aforado de 50 mL, añadir el volumen necesario de la disolución de ácido clorhídrico 1:1 para obtener una concentración final del 1% en ácido, completar hasta la marca con agua pura y agitar.

MEDIDA DE LA ABSORBANCIA Seleccione en el instrumento de medida la longitud de onda de 422,7 nm, ajuste los parámetros y proceda a medir6 cada una de las disoluciones patrón, de menor a mayor concentración, y por último mida la dilución de la muestra problema.

Los valores de absorbancia obtenidos para la dilución del problema deben encontrarse en el intervalo de cantidades utilizadas como patrón, si esto no fuese así, se preparará otra dilución tomando más volumen de la muestra problema, en el caso de caer por debajo de los patrones mencionados, o menos volumen, si la medida estuviese por encima.

Construcción de las curvas de calibrado: Con los datos obtenidos represente gráficamente absorbancia (eje y) frente a concentración en mg L-1 de calcio (eje x). Ayudado de la curva de calibrado, determine el contenido en calcio de la dilución del problema.

RESULTADO DEL ANÁLISIS Exprese el contenido de calcio en la muestra problema en mg L-1 ó ppm.

Bibliografía SKOOG, WEST, HOLLER; “Fundamentos de Química Analítica”, 4ª edición. Editorial Reverté. Barcelona. 1997.

S. SUZANNE NIELSEN; “Análisis de los alimentos. Manual de laboratorio”. Editorial Acribia, S.A. Zaragoza. 2003.

INFORME. Práctica 4: Determinación de calcio en agua de bebida NOMBRE/S: …………………………………………………………………………………………

6 Limpie el tubo de aspiración e introduzca éste en la disolución a medir, una vez realizada la medida retire el tubo y

limpie éste antes de pasar a la siguiente medida. Concluido el proceso de medida deje el tubo sumergido en un vaso

conteniendo agua destilada.


14

GRUPO: …..................... TURNO:………………

Procedimiento experimental

1. PREPARACIÓN DE 50 mL DE UNA DISOLUCIÓN ESTÁNDAR DE CALCIO(II) 0,020 M

Tabla 5.1

Masa de CaCO3 (expresada en gramos)


*Concentración real de la disolución de calcio(II) (M)

Por pesada

Por cálculo


2. DILUCIÓN DE LA DISOLUCIÓN ANTERIOR

Tabla 5.2

Disolución estándar de Ca (II) Dilución de la disolución estándar Ca (II)

Volumen tomado (mL)

Concentración del estándar (M)

Volumen escogido del matraz (mL)

*Concentración de la dilución (M)

Concentración de la dilución mg L-1

5 mL 100 ml


3. DISOLUCIONES PATRÓN DE Ca(II) Y DILUCIONES DE LA MUESTRA PROBLEMA. MEDIDA

3.a. Patrones

En matraces aforados de 50 mL, se sitúan los volúmenes de la dilución estándar diluida de calcio (II) reflejadas en la tabla siguiente:

Tabla 5.3

Experiencia 1 2 3 4 5 6

Vestándar (mL) 2 4 6 8 10 16

A422,7 de Ca(II)

3.b. Problema

En matraces aforados de 25 mL se sitúa:

Tabla 5.4

Replicado Vañadido de muestra problema A422,7 de Ca(II)

1 10

2 10

3 10

Antes de enrasar a 50 mL, se añade HCl (1:1) para obtener una disolución final al 1% en ácido clorhídrico.

4. CURVAS DE CALIBRADO


15

Complete la siguiente Tabla: Cálculos realizados para Tabla 5.5 cumplimentar esta tabla:

Vestándar

añad ido (mL)

CCa(II) (mg L-1)

A422,7 de Ca(II)

2

4

6

8

10

16

4.1. Representen los valores de absorbancia frente a concentración, obtenidos en la tabla anterior.

↑Absorción

mgCa(II) L-1→

Ayudado de la gráfica correspondiente, obtenga la concentración de calcio en la dilución de la muestra problema y complete la siguiente tabla:


16

Tabla 5.6

Vañadido (mL)

muestra problema

Absorbancia CCa(II)

(mg L-1)

5

5

5

Contenidos, obtenidos gráficamente, de la dilución de la muestra problema.

Concentración de Ca(II) en la muestra diluida = _________________ mg L-1

4.2. Ajuste por mínimos cuadrados los valores obtenidos en la Tabla 3 y obtenga la ecuación de la recta:

A = mc + b, para el ión calcio.

La ordenada en el origen deberá ser muy próxima a 0.

El valor de la pendiente:

m = ______________ (L mg-1)

El valor de la ordenada origen:

b = _______________

Coeficiente de correlación: r = _____________

Ecuación de la recta para el

ión calcio

Sustituya los valores de absorbancia, medidos en las diluciones del problema, en la ecuación correspondiente, obtenida anteriormente, para calcular la cantidad de calcio en la muestra diluida

Concentración de Ca(II) en la muestra diluida = ___________________ mg L-1

Si compara el resultado obtenido gráficamente con el obtenido mediante la ecuación matemática, deberá observar valores casi coincidentes. 5. RESULTADO DEL ANÁLISIS

Calcule la concentración de ión calcio, expresada en mg calcio L-1, contenido en la muestra problema inicial.

Cálculos:

Concentración de Ca(II) en el problema inicial = ____________________ (mg L-1)

PRÁCTICA 5 Determinación directa de fluoruro en agua potable


17

Introducción

Las medidas potenciométricas directas constituyen un método rápido y cómodo para la determinación de la actividad de numerosos cationes y aniones (Na+ y K+ en alimentos y bebidas, F¯ en aguas potables y minerales, vinos, etc.). Esta técnica requiere tan sólo la medida del potencial de un electrodo indicador cuando se sumerge primero en una disolución problema y después en otra disolución que contiene una concentración conocida del analito. Si la respuesta del electrodo es específica para dicho analito, como ocurre a menudo, no se necesitan pasos preliminares de separación.

El potencial de célula, para una disolución que contiene un analito aniónico, está relacionado con la concentración de dicho analito según la ecuación:

Ecélula = K + 0,059 pA pA = -log [A] n K = constante

La constante K debe calcularse experimentalmente utilizando disoluciones del analito de concentración conocida; por tanto, el calibrado del electrodo se realiza midiendo el potencial de célula de disoluciones estándar del mismo. El calibrado se realiza, usualmente, al mismo tiempo que se determina el problema.

Se ha observado que una membrana sólida con puntos catiónicos puede responder selectivamente a algunos aniones; un electrodo cristalino conocido es el de ión fluoruro. La membrana consta de un disco de un cristal de fluoruro de lantano (III) (LaF3) que ha sido dopado con fluoruro de europio (II) para mejorar su conductividad. Este electrodo es selectivo para ión fluoruro frente a otros aniones comunes, en varios órdenes de magnitud y sólo el OH¯ se presenta como un interferente serio.

La determinación del contenido de ión fluoruro en aguas de bebida y en vinos puede, por tanto, llevarse a cabo de forma sencilla a través de medidas potenciométricas directas utilizando un electrodo selectivo de iones (ISE).

Objetivos Aplicación de la técnica de la potenciometría directa

Preparación de disoluciones estándar de fluoruro

Construcción de curvas de calibración potencial de célula frente al logaritmo de la concentración.


Sólidos NaF: Fluoruro de sodio (M =41,99 g mol-1), sustancia patrón tipo primario

Disoluciones Disolución de Fluoruro sódico 0,05 M TISAB: Disolución amortiguadora

Precauciones de seguridad El NaF(s) es muy tóxico en contacto con la piel.

Materiales


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Vaso de precipitado de 100 mL Frasco lavador de 500 mL Varilla de agitación Matraces aforados de 25, 50 y 100 mL Probeta 25 mL Pipeta aforada de 10 mL

Pipeta de volumen variable 1-5 mL Pie de bureta Nuez Pinza Bureta de 25 mL


7DISOLUCIÓN AMORTIGUADORA (TISAB)8 Disuelva en 1 L de agua pura 58,5 g de NaCl; 15 mL de ácido acético glacial; 102,06 g de acetato de sodio trihidratado y 0,3 g de citrato de sodio dihidratado, compruebe que el pH queda comprendido entre 5,00-5,50.

DISOLUCIÓN ESTÁNDAR DE FLUORURO

Pese en un vaso de precipitado limpio y seco, con una precisión de 0,1 mg, la masa necesaria de fluoruro de sodio9 para preparar 25 mL de disolución 0,050 M, disuelva y enrase en matraz de 25 mL.

DILUCIÓN DEL ESTÁNDAR DE ANIÓN FLUORURO

Se prepara una disolución intermedia de fluoruro; para lo cual se sitúan 5 mL de la disolución estándar, tomados con pipeta de volumen variable, en un matraz aforado de 100 mL, enrase con agua pura hasta la marca y agite.

Determinación

PREPARACIÓN DE LAS DISOLUCIONES PATRÓN DE FLUORURO

Se sitúan, medidos con bureta, en sendos matraces aforados de 50 mL volúmenes de 1; 2; 4; 10 y 20 mL de la dilución anterior de anión fluoruro. Seguidamente se añade a cada matraz 25 mL, medidos con probeta, de disolución amortiguadora de TISAB; enrasándose finalmente con agua destilada. Las disoluciones homogeneizadas se transfieren a frascos de polietileno convenientemente etiquetados.

TRATAMIENTO DE LA MUESTRA PROBLEMA

Verter una muestra de 10 mL del agua a analizar, exactamente medida con pipeta de doble enrase, en un matraz aforado de 50 mL, añadir 25 mL, medidos con probeta, de disolución amortiguadora de TISAB; completar hasta la marca con agua pura, agitar y trasladar a un frasco de polietileno convenientemente etiquetado.

Se preparan otras dos diluciones más del problema con objeto de obtener un dato promedio del mismo.

MEDIDA POTENCIOMÉTRICA

1. Se comprueba que los electrodos están conectados adecuadamente:

ESI --------------------------------------------- conexión I.S.E.

Electrodo de referencia (ECS) --------- conexión pequeña

2. Se enciende el potenciómetro y una vez que éste ha realizado su autochequeo, aparece la palabra “select” en la pantalla; a continuación, presione varias veces la tecla mode hasta que aparezca la palabra “volt”; seleccione, entonces, apretando enter y el aparato ya está preparado para medir.

7 Disolución suministrada

8 También puede util izarse como alternativa la mezcla: 57 mL de ácido acético glacial; 58,5 (g) ce NaCl; 0,4 (g) de CDTA

(ácido hexilen 1,3-dinitrilotetraacetato sódico) y NaOH en cantidad suficiente (aproximadamente unos 100 g) para obtener un pH entre 5,00 y 5,50.

9 Desecado en estufa a 110 ºC durante dos horas; seguidamente, deje enfriar y mantenga en desecador.


19

3. Introduzca los electrodos previamente lavados con agua destilada y secos en la disolución estándar nº 1 (más diluida); mantenga en agitación constante la disolución y espere a que se estabilice la señal (ésta es estable cuando la última cifra decimal, aunque varíe, ésta permanece durante varios segundos constante); se toma nota del valor del potencial (mV) medios. Realice la misma operación con todos los estándares, de menos concentrado a más, y por último con el problema.

Construcción de las curvas de calibrado: Con los datos obtenidos represente gráficamente el potencial medido (mV) (eje y) para cada estándar frente al logaritmo de la concentración (moles/L) de anión fluoruro (eje x), presente en el estándar correspondiente. Ayudado de la curva de calibrado, determine el contenido en fluoruro de la dilución del problema.


Exprese el contenido de fluoruro en la muestra problema en mg L-1 ó ppm.

Bibliografía

SKOOG, WEST, HOLLER; “Fundamentos de Química Analítica”, 4ª edición. Editorial Reverté. Barcelona. 1997.

S. SUZANNE NIELSEN; “Análisis de los alimentos. Manual de laboratorio”. Editorial Acribia, S.A. Zaragoza. 2003.


20

INFORME. Práctica 5: Determinación directa de fluoruro en agua potable NOMBRE/S: …………………………………………………………………………………………………..

GRUPO:……………… TURNO: ….....................

Preparación de 25 mL de una disolución estándar de fluoruro 0,050 M

Tabla 4.1

Masa de NaF (expresada en gramos)


*Concentración real de la disolución de fluoruro (M)

Por pesada

Por cálculo


Dilución de la disolución anterior

Tabla 4.2 Disolución estándar de anión fluoruro Dilución de la disolución estándar

del anión fluoruro

Volumen tomado (mL) Concentración del estándar (M)

Volumen escogido del matraz (mL)

*Concentración de la dilución (M)

5 100


Obtención de los datos experimentales

Preparación de las disoluciones patrón de fluoruro, para la construcción de la curva de calibrado

y dilución de la disolución problema.

Volumen del matraz utilizado en la preparación de los patrones de fluoruro: 50 mL

Volumen (medido con probeta) de TISAB añadido a cada patrón: 25 mL

Tabla 4.3

Dilución del estándar de F ̄ Patrones Vañadido de la dilución estándar de F¯(mL)

Potencial medido (mV)

1 1

2 2

3 4

4 10

5 20

Disolución problema Réplicas Vañadido del problema (mL)

Potencial medido (mV)

1 10

2 10

3 10


21

Volumen del matraz aforado escogido para la preparación de los patrones: 50 (mL) Concentración de la dilución del estándar de F¯: _______________ (moles L-1) Complete la Tabla 4.4:

Tabla 4.4

Vañadido (mL) (dilución estándar de

anión fluoruro)

[F¯] (moles L-1) (disoluciones patrón)

p[F¯] = — log [F¯] Potencial medido (mV)

1

2

4

10

20

Procesado gráfico de los datos. Representen en el milimetrado los valores de potencial (4ª columna de la tabla 4.4) en el eje “y” frente al p*F¯+ (3ª columna de la Tabla 4.4) en el eje “x”.

↑ Ecel (mV) (potencial de célula)

pAnión = — log [F ]̄ →


22

Haciendo uso del gráfico anterior, complete la Tabla 4.5, siguiente:

Tabla 4.5

Problema Réplicas Potencial medido (mV) p[F¯]

1

2

3

Valor medio

(Método gráfico) [F¯] en la disolución problema diluida: __________________ (mol L-1)

Procesado matemático de los datos. Ajuste, por mínimos cuadrados, los valores de potencial de célula (4ª columna de la tabla 4.4) en el eje “y” frente al p*F¯+ (3ª columna de la Tabla 4.4) en el eje “x” a una recta que se corresponde con la expresión siguiente:

Ecélula = K + 0,059 pA pA = -log [A]

n K = constante

Tenga en cuenta que n = 1 y que las unidades de los valores del potencial de célula (Ecélula), en esta expresión, deben sustituirse en voltios:

Ordenada en el origen (K) = ________________

Pendiente: _____________________

Coeficiente de correlación r = ______________

Ecuación de la recta

Utilizando la ecuación anterior, calcule el p[F ]̄ y complete la Tabla 4.6 siguiente:

Tabla 4.6

Problema Réplicas Potencial medido (mV) p[F¯]

1

2

3

Valor medio

(Método matemático) [F¯] en la disolución problema diluida: __________________ (mol L-1)

Resultado del análisis Concentración de anión fluoruro en la muestra problema:

CF¯ = __________________ (mol L-1)

CF¯ = __________________ (mg L-1)

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Prácticas de Análisis Químico