UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA

E.F.P. PROFESIONAL DE INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL

ASIGNATURA : QUÍMICA ANALÍTICA (QU-244)

PROFESORA DE TEORÍA : Ing. ALCARRAZ ALFARO,Tarcila

PROFESORA DE PRÁCTICA : Ing. ALCARRAZ ALFARO,Tarcila

ALUMNA : CORDERO QUISPE, EMMA

: POMASONCCO RODRIGUEZ, DINA

DIA DE PRÁCTICA : Martes (10:00am – 1:00 pm)

Practica N° 10

VOLUMETRÍA DE ÓXIDO REDUCCIÓN

I. OBJETIVOS

Preparar soluciones estandarizadas de óxido_ reducción utilizar estas soluciones en la determinación cuantitativa de

diferentes muestras. Evaluar la precisión y exactitud de los resultados obtenidos.

II.FUNDAMENTO TEORICO

Las reacciones de óxido – reducción, también llamadas reacciones redox, son aquellas en las que cambia el estado o grado de oxidación de las especies reaccionantes; se produce un intercambio de electrones entre los reactivos.

Para que se produzca una reacción redox tiene que haber una especie que ceda electrones (reductor) y otra que los acepte (oxidante); el reductor se transforma en su forma oxidada y el oxidante en su forma reducida.

La yodimetrías es una de las principales volumetrías en la que el reactivo valorante es una disolución de yodo (en realidad triyoduro I3

-) que actúa como oxidante, permitiendo valorar especies reducidas. El yodo es un agente oxidante débil:

Que tendría poca utilidad, ya que es poco soluble en agua, si no fuese por su facilidad para formar complejos con yoduro, dando triyoduro:

Otra posibilidad son las yodometrías. En ellas se hace reaccionar un oxidante (Ox) cuya concentración deseamos conocer, con un exceso de yoduro generándose una cantidad estequiométrica de triyoduro según la reacción previa:

Este triyoduro es posteriormente valorado con tiosulfato sódico de concentración exactamente conocida. Ambas especies reaccionan de acuerdo con la siguiente reacción volumétrica:

El reactivo valorante es el tiosulfato sódico (Na2S2O3), y a partir de las estequiometrías de las reacciones volumétrica y previa, podremos conocer la cantidad de Ox inicial. La disolución de tiosulfato sólo puede utilizarse como reactivo valorante frente a yodo (triyoduro), por lo que su utilidad está limitada a las yodometrías.El tiosulfato de sodio puede conseguirse fácilmente de gran pureza, pero el sólido esflorece fácilmente y además sus disoluciones se descomponen con facilidad. Por ello, se preparan disoluciones de concentración aproximada que se normalizan frente a yodo (o triyoduro) y deben renormalizarse frecuentemente.En esta práctica generaremos una cantidad conocida de triyoduro por reacción de un patrón primario, el yodato potásico, con exceso de yoduro.

El triyoduro formado se valorará con el tiosulfato, que habremos puesto en la bureta, hasta decoloración de la disolución (el yodo y el triyoduro son ambos coloreados mientras el yoduro es incoloro), o bien hasta viraje del almidón, que es un buen indicador de la presencia de yodo en las disoluciones (origina un color azul en presencia de yodo o triyoduro).

III.MATERIALES Y REACTIVOS

MATERIALES

01 Vasos precipitados (250ml) 01 Pipeta volumétrica (5ml) Pipetas (5ml) 01 Bureta (100ml) 02 Matraz Erlenmeyer(225 y 250)ml 01Soporte universal

01 Varilla Fiolas(100,250 y 500)ml 01Piseta 01Mortero 01 luna de reloj 01 cocina eléctrica 01 balanza analítica

REACTIVOS Tiosulfato de sodio

(Na2S2O3 ) 0.1N Ácido sulfúrico de

(H2SO4) 2N Y 0.3M Yodato de potasio 0.01 M

(KIO3) Yoduro de sodio (NaI)

Sulfato ferroso amoniacal [Fe(NH4 ) 2(SO4 ).6H2O] 0.1N

Ácido sulfúrico (H2SO4 )concentrado

Dicromato de potasio (K2Cr2O7) 0.1N

Persulfato de potasio (K2S2O8 ) 7%p

Nitrato de plata (AgNO3 ) 0.1N

Indicador ferroina Almidón Tableta de vitamina c Agua destilada

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

3.1 En preparación y valoración de tiosulfato de sodio

1. Preparamos 500 ml de solución de tiosulfato de sodio 0.1N. Agregamos si es necesario un preservantes.

Pesado trasvasamos enrasamos homogenizamos

2. Pesamos 0.14 – 15g de yodato de potasio, disolvemos con 25 ml de agua, agregar 2g de NaI y 5mL de H2SO4 2N.

Pesamos

3. Se titula el yodo liberado zona solución de tiosulfato. Cuando el color de la solución es amarillo se diluye unos 100 mL con agua destilada y se agrega 2 mL de almidón y se continúa titulando hasta que el color azul vire a incoloro.

4. Escribir las reacciones químicas balanceadas y determinar la normalidad exacta de tiosulfato.

3.2 Determinación de vitaminas C

1. Pesamos una tableta de vitamina C ,pulverizamos y disolver en 60 mL de H2SO4 0.3M

2. Agregar 2g de NaI sólido y 50 mL de KIO3 0.01M, preparado con exactitud

3. Titulamos con solución de tiosulfato estándar de la misma forma que en el ensayo anterior.

4. Determinar la cantidad de ácido ascórbico ( C6H8O6 PM=176.1 g/mol), expresado que mg/tableta y % (P).

3.3 Preparación de una solución estándar de sulfato ferroso

1. Realice los cálculos para 250 ml de sulfato ferroso amoniacal 0.1N para ser utilizado como reductora en medio ácido.

2. Disolver la sal en la agua y agregar 5 ml de H2SO4 ©, enfriar y enrasar con agua. Titular el día a utilizar.

3. Preparamos con exactitud 100 mL de K2Cr2O7 0.1N.

4. Medimos de esta solución 20mL con pipeta volumétrica a un Erlenmeyer y agregamos agua destilada aproximadamente hasta 50 mL y 5 mL de H2SO4 ©.

5. Agregarle a la solución resultante 2 gotas de indicador de ferroína y titulamos con la solución de fierro (II)

6. Determinamos con los datos obtenidos la normalidad de la solución de Fe (II).

3.4 Determinación de cromo en agua residual de curtiembre

PRINCIPIO

Las sales crómicas en solución se oxidan a dicromatos, calentando a ebullición, con exceso de persulfato en presencia de una pequeña cantidad de nitrato de plata (catalizador). El persulfato remanente se destruye por ebullición durante un corto tiempo. El dicromato de la solución resultante se determina por titulación con solución valorada de sulfato ferroso.

REACTIVOS

muestra problema (sólido o líquido) Nitrato de plata 0.1 N persulfato de potasio o amonio al 7 % (P)

Sulfato ferroso amónico valorado 0.1N: pesar 11,7750g de Fe (NH4)2.6H2O, disolver en agua destilada, agregar 3mL de H2SO4 ©, y enrazar a 250 mL en un matraz aforado. Valorar con K2Cr2O7, previamente pulverizado y secado a una temperatura de 140 – 150 °C, durante 30 – 60 minutos.

Indicador ferroína: pesar 0.742 g de 1.10 – fenantrolina y 0.4900 g de sulfato ferroso amónico y disolver en 50 mL de agua destilada. Conservar en frasco ámbar.

PROCEDIMIENTO

Medimos 5 mL de muestra y agregar 40 mL de agua destilada. agregamos 10 mL de nitrato de plata 0.1N y 25 mL de persulfato

de sodio o amonio al 7% (P). Hervimos la mezcla en un vaso precipitado. tapado con luna de

reloj, durante 20 minutos. enfriamos, enjuagar la luna de reloj y las paredes del vaso con

agua destilada y diluir a 100 mL. Titular con sulfato ferroso amónico valorado (± 0.1 N), utilizando

ferroína como indicador, hasta color pardo.

IV. CALCULOS

1. Realizar los cálculos para la preparación de todas las soluciones utilizadas.

Ensayo 3.1 Preparación de solución valorada de Na2S2O3

mNa2S2O3 = N∗PM∗V

θ

mNa2S2O3 = 0.1Eq /L∗105.989g /mol∗0.25 L

1mNa2S2O3 = 2.6497 gr

Para preparar H2SO4 2N 100mL

Nc=ρ xV (mL)x %P

100xθ

PMxV (L) ⇒

1. 84 x 100x97100

x2

98 . 08 x0 . 1 = 36.3955N

VC=

V d xN d

N c = (0.1L*2N)/36.3855N=5.5*10^-3L=5.50mL

Para preparar 500ml de H2SO4 0.3M

V H 2SO3= MxVxPM

θ=0 . 3mol /Lx 0 .5 Lx98 . 08

2=7 . 356 ml

Ensayo 3.2 Para preparar 250ml de KIO3 0.01M

masa KIO3=MxVxPM=0 . 01mol / Lx0 .25 Lx214 ,001mol /g=0 .5350 g

Ensayo 3.3 Preparación estándar de 250ml de Fe(NH4 )(SO4

)2.6H 2 O 0.1N

mFe 2+=NxVxPM

θ=0.1 x0 .25 x 392.14

1=9 .8035 g

Preparar 500ml de K2Cr2O7 0.1N

m K2Cr2O7 = NxVxPMθ

=0 .1 x0 . 5 x294 . 196

=2 . 4516g

S2O32- S4O6

2- + 2e-

Reductor Realizar los cálculos respectivos para mesa 02Valorar con KIO3

KIO3 + NaI + H2SO4 I2

m=? (Ex) 5ml pardo2N

I2 + Na2S2O3 I- + S4O4

2-

N = ¿? V =

N S2O32- =

mKIO 3

P meq KIO3∗VS 2O32−¿¿

N S2O32- =

mKIO 3

PMθ∗1000

∗VS 2O32−¿¿

N S2O32- =

0.1477g214.001 g/mol6∗1000eq /mol

∗4.35mL

N S2O32- = 0.095 Eq/ml

N1 = 0.089 Eq/lN3 = 0.094 Eq/lN4 = 0.097 Eq/l3.2. Determinación de ácido ascórbico en vitamina C.

MP + H2SO4 + NaI KIO3 I2 I2 (exc)Ac.asc 60 ml 0.01M 0.3N 50 ml

I2 (exc) + Na2S2O3 mac .asc = N° meq req * Pmeq ac.asc……………………(1)

N° meq. req = n°meq I2 total – n° meq I2 (exc)N° meq. req = n°meq KIO3 – n° meq NaS2O3

N° meq. req = mKIO 3

P meq KIO3KIO3 – (NV)NaS2O3

N° meq. req = mKIO3

PMθ∗1000

KIO3 – (NV)NaS2O3

N° meq. req = 0.5353g

214θ∗1000

KIO3 – (0.095Eq/ml*2.4ml)NaS2O3

N° meq. req = 0.5353 g

214 g /mol1000eq /mol

KIO3 – (0.095Eq/ml*2.4ml)NaS2O3

N° meq. req = 2.27 eq

Ahora reemplazamos en la ecuación (1)

mac .asc = N° meq req * Pmeq ac.asc……………………(1)

mac .asc = 2.27 eq ¿176.1g /mol1000eq/mol

mac .asc = 0.3998 g

Para el resto de las mesas:

mac .asc = 0.4186 gmac .asc = 0.3826 gmac .asc = 0.3995 g

m2Tableta=3 .3830 g

(2 ) mga.asc /¿Tabl .=(ma .asc (g)×1000mg

1 gmi(g) )× mtableta ¿

(2 ) mga.asc /¿Tabl .=( 0.3998g×1000mg

1g0.8005 g )×1.6915 g¿

(2 ) mga.asc /¿Tabl .=¿¿ 844.8

(1 ) mga.asc /¿Tabl .=¿¿ 885.1

(3 ) mga .asc /¿Tabl .=¿¿ 808.96

(4 ) mga.asc /¿Tabl .=¿¿ 844.2

Calculamos el % (P)

% a .asc=ma .asc

mi

×100

% a .asc=0.3998g0.8005g

×100

% a .asc=¿ 49.94 (2)

% a .asc=¿ 52.33 (1)

% a .asc=¿ 47.83 (3)

% a .asc=¿ 49.91 (4)

2. Realizar los cálculos respectivos de cada ensayo y reportar en las tablas.

Tabla :n° 1 y 2

MESA

m KIO3(g)

V S 2O3−2(mL) N S2O 3−2

(eq/ml)

mi V S 2O3−2

(mL)

%P mg/tableta

1 0.1458 46 0.089 0.800 1.4 52.33 885.1

2 0.1477 43.5 0.095 0.8005 2.4 49.94 844.8

3 0.1460 43.5 0.094 0.800 3.5 47.83 808.96

4 0.1499 43.5 0.097 0.8005 2.4 49.91 844.2

N= 0.096

Cr 2O 72−¿¿ + 14H+ 2Cr3+ + 7 H2O

Valorar Fe+ + Cr 2O 72−¿¿ Fe 3+ + Cr3+

N =? 20mL

V =? N=?

N° meq. Fe+ = N°meq Cr 2O 72−¿¿ (NV) Fe+ = (NV)Cr 2O 72−¿¿

N Fe+ = (NV ) Cr 2O72−¿

V Fe+¿¿¿………………. (2)

Hallando la Normalidad exacta de Cr 2O 72−¿¿

N Fe+ = 0.1eq

ml∗20ml

19.3ml

N Fe+ = 0.1036 Eq/ml

3.4 Determinación Cr en agua residual de curtiembre

MP. Cr3+ + K2S2O8 + AgNO3 Cr+6

Cr+6 + Fe+2 Cr3+ + Fe+3

θ=¿6e-

m Cr3+ = N° meq req Fe+2 * Pmeq Cr3+

m Cr3+ = (N*V)Fe+2 * PM

θ∗1000 Cr3+

m Cr3+ = (0.1036eq/ml*23.23ml) * 52g /mol

6000eq /mol

m Cr3+ = 0.0209 g

Ahora calculamos la concentración de Cr3+

[Cr]+3 = m(g)V (L) =

0 .0209 g0 .003 L = 6.97 g/L

Tabla n° 3 y 4

MESA V Fe+

(mL)

N Fe+ Eq/mL VFe+ /H2O residual [Cr ] g/L

1 19.2 0.1042 22.2 6.7

2 19.3 0.1036 23.23 6.97

3 19.2 0.1042 25 7.53

4 20 0.1000 22.5 6.5

N = 0.1030

3. Aplicar las reglas de contraste para manejo de datos dudosos.

HALLANDO LOS DATOS DUDOSOS:

Por método de Dixon

Para la valoración de N S2O 3−2 (eq/ml)

N S2O 3−2 eq/ml (xi-x)2

0.089 2.256*10-5

0.095 1.562*10-6

0.094 6.25*10-8

0.097 1.056*10-5

N prom = 0.09375 y = 8.687*10-6

Q= desvíoamplitud

=dato sospechoso−datomas próximodatomáximo−datomínimo

Q=0.089−0.0940.097−0.089

Q=¿ - 0.625

Q al 95% de confianza en la tabla con 4 datos.

QTABLA=0.829

QCALCULADO < QTABLA

- 0.625 < 0.829 : semantiene el dato

Calculando exactitud estándar.

exactitud=100−%error

%error=vreal−¿ vpractico

vreal

¿

%error=0.1−0.093750.1

*100

Error = 0.0625%

exactitud=100−¿0.0625%

exactitud=99.94 %

Hallando la prueba de Grubbs

4. Determinar la precisión de las valoraciones de soluciones estándar.

G=V sospechoso−x

s

s=√∑ ( X i−X )2

n−1→ s=√ 8.687∗10−6

4−1=¿1.7017*10-3

G=0.089−0.093751.7017∗10−3

→G=−2.7913

Calculando la precisión estándar.

Precisión=100−cv

5. cv= sx

× 100

6. cv=1.7017∗10−30.09375

×100=1.815

7. Precisión=100−1.815

8. Precisión=98.185 %

Q al 95% de confianza en la tabla con 4 datos.

GTABLA=1.46

Gcalculado<GTabla

−2.7913<1.46∴Se mantiene eldato

Por método de Dixon

Para la valoración de N Fe+ Eq/mL

N Fe+ eq/ml (xi-x)2

0.1042 1.44*10-6

0.1036 3.6*10-7

0.1042 1.44*10-6

0.1000 9*10-6

N prom = 0.1030 y = 3.06*10-6

Q= desvíoamplitud

=dato sospechoso−datomas próximodatomáximo−datomínimo

Q= 0.1042−0.10360 .1042−0.1000

Q=¿ 0.1429

Q al 95% de confianza en la tabla con 4 datos.

QTABLA=0.829

QCALCULADO < QTABLA

0.1429 < 0.829 : semantiene el dato

G=V sospechoso−x

s

s=√∑ ( X i−X )2

n−1→ s=√ 3.06∗10−6

4−1=¿ 1.0099*10-3

G=0.1042−0.10301.0099∗10−3

→G=1.1893

Q al 95% de confianza en la tabla con 4 datos.

GTABLA=1.46

Calculando la precisión estándar.

Precisión=100−cv

9. cv= sx

× 100

10. cv=1.0099∗10−30.1030

×100=0.9805

11. Precisión=100−0.9805

12. Precisión=99.02 %

Calcular la exactitud de la determinación de vitamina C.

mac .asc = 500mg…. realmac .asc = 0.3998 g = 399.8 mg….. Practico

exactitud=100−%error

%error=vreal−¿ vpractico

vreal

¿*100

%error=500−399.8500

*100

Error = 20.04 %

exactitud=100 %−¿ 20.04%

exactitud=79.6 %

Gcalculado<GTabla

1.1893<1.46∴Semantiene el dato

V CONCLUSION:Se llevó a cabo el procedimiento descrito a lo largo de la práctica y se pudo observar cómo a través de la titulación y estandarización de diversas soluciones se pudo alcanzar el objetivo de la misma, que es la estandarización de una solución de estándar primario al KIO3y al Na2C2O4,. Dicho proceso permitió el posterior análisis y observaciones subyacentes a las reacciones y productos obtenidos, con un margen de error muy escaso.los cálculos realizados se muestra en la tabla 1 y 2 , 3 y 4.

VI.CUESTIONARIO

1. Escribir las ecuaciones químicas balanceadas involucradas en cada ensayo.

3.1) 2 S2 O32−¿ ¿ S4 O6

2−¿¿ + 2e−¿¿

KIO3 +NaI + H2SO4 I2

I2 + Na2S2O3 H+¿¿

S4 O62−¿+¿¿ I +¿¿

3.2) MP + H2SO4 + NaI + KIO3 I 2 I2(exc)

I2(exc) + Na2S2O3 I+¿¿ + S4 O6

2−¿¿

3.3)Cr2O72−¿¿ + 14H+¿¿

2 Cr3+¿+¿ ¿ 7 H2O

valorar con Fe3+¿¿ + Cr2O72−¿¿ Fe3+¿¿ + Cr3+¿ ¿

3.4) MP + + Cr3+¿+¿ ¿ K2S2O8 + AgNO3 Cr6+¿ ¿

Cr6+¿ ¿ + Fe Cr3+¿+¿ ¿ Fe3+¿¿

2. ¿Porque es necesario utilizar el agua destilada recién hervida para preparar tiosulfato de sodio?

En la solución de tiosulfato existe presencia de bacterias que

consumen asufre transformándolo en S , S2 O32−¿ , SO4

2−¿¿ ¿, por ello se

debe hacer hervir el agua destilada Para destruir las bacterias y star libre de CO2.

3. ¿Porque se debe estandarizar la solución de sulfato ferroso en el día de su utilización?

Porque la solución es de estabilidad limitada ya que existe una incertidumbre respecto a su contenido de agua ya que es higroscópico, por el cual no se puede emplear como estándar primario y no puede ser almacenado

4. Mencione otras técnicas de volumetría redox, indicando solución estándar indicador y analito a determinar

 YODOMETRÍAS. Es de amplia aplicación, se hace reaccionar un oxidante (Ox) cuya concentración deseamos conocer, con un exceso de yoduro generándose una cantidad estequiometria de triyoduro , el yodo tiene disponibilidad de un indicador sensible y reversible a la valoración ;carecen de estabilidad .se valora con la solución estándar de tiosulfato de sodio.

YODIMETRÍAS: a aquellas volumetrías en la que el reactivo valorante es una disolución de yodo (en realidad triyoduro I3

-) que actúa como oxidante, permitiendo valorar sustancias como tiosulfatos o arsenitos, sulfitos ,sulfuros y los iones arsenito III , estaño II,cobre I.

PERMANGANOMETRIA:Conjunto de procedimientos volumétricos que se realiza en medio acido , se utiliza como indicador la ferroina pero es insulso porque tiene un color característico color violáceo , se utiliza como titulante una solución valorada permanganato de potasio ;se pueden valorar disoluciones de ácido arsenioso , acido oxálico ,peróxido de hidrogeno , nitritos y otros.

Tiene un alto poder oxidante, la reacción es generalmente lenta a temperatura ambiente.

No es patrón primario debido a la inestabilidad de la incidencia de la luz y térmica de permanganato de potasio

BROMATOMETRIA: se utiliza para determinar reductores inorgánicos de una gama de sustancias orgánicas que reaccionan de diferentes maneras.

DICROMATOMETRIA: proceso de dicromato de potasio, se lleva a cabo en un medio acido se utiliza en la determinación de fierro con un indicador difenilamina, difenilbencidina o sulfonato sódico de difenilamina; determinación de en cromita se disgrega con oxido de sodio: donde el Cr (III) se convierte en Cr (IV) y se titula con una solución de Fe(II) , siendo el indicador ferroina.

VII. BIBLIOGRAFIA

ARTUR VOGEL “Química analítica cuantitativa”Editorial KAPELUZ, 1974

HARRIS. D “análisis químico cuantitativo” Editorial AMERICANA, 1992