Instrumentales07: 2014

Aprender el manejo de un espectrofotómetro.
Construir la gráfica de las curvas de calibración de la absorbancia y de la transmitancia contra la concentración de un sistema colorido, en la cual se verifica la ley de Lamber-Beer.
Determinar la concentración de una solución desconocida

FUNDAMENTO

El concepto de absorción es establecido en la ley de Lambert, propuesta por primera vez en 1760, desde entonces los avances han de sido en gran escala, hasta realizar diversos tipos de espectrometría de absorción y de emisión. Ésta técnica ha sido utilizada para determinar diversos componentes y características de sustancias puras y moléculas, debe de reunir ciertas características en su procedimiento de análisis para que los resultados sean confiables y verdaderos.

jueves, 6 de noviembre de 2014

Práctica 13

Determinación de longitud de onda

OBJETIVO

Aprender el manejo del espectrofotómetro
Examinar las curvas de absorción de los iones permanganato y dicromato
Obtener la longitud de onda de máxima absorción

FUNDAMENTO

Cuando las moléculas de una especie química, interactúan con la energía radiante de la región visible y ultravioleta, se puede llevar a cabo una absorción, que proporciona al electrón la energía necesaria para saltar al siguiente nivel energético del átomo. Se ha comprobado que el espectro de absorción es una función de la estructura completa de una sustancia; por ello es una propiedad altamente específica de la estructura molecular de la especie absorbente. Existen factores que influyen en los espectros obtenidos, por ejemplo: el solvente, pH, temperatura, etc., que se deben de tomar en cuenta en una determinación cuidadosa.

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/practica-long-de-onda

jueves, 30 de octubre de 2014

Práctica 12

Determinación de agentes reductores y oxidantes por yodimetría

OBJETIVO

Realizar la determinación de agentes reductores y agentes oxidantes en diferentes muestras comerciales.

FUNDAMENTO

DETERMINACIÓN DE VITAMINA C EN UNA TABLETA
La vitamina C (ácido ascórbico) es un agente reductor que se puede determinar por medio de una titulación con solución de yodo estándar. Ya que la molécula pierde dos electrones en esta reacción, su peso equivalente es la mitad de su peso molecular, 88.07 g/eq.

DETERMINACIÓN DEL PODER BLANQUEADOR DE UN PRODUCTO COMERCIAL
Los productos blanqueadores comerciales contienen agentes oxidantes como hipocloritos o peróxidos. El poder oxidante se puede determinar mediante yodometría.

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/practica12-41983561

miércoles, 8 de octubre de 2014

Práctica 11

Yodometría

OBJETIVO

Preparar y valorar soluciones estándar de tiosulfato de sodio y de yodo utilizadas en los métodos yodométricos de óxido-reducción.

FUNDAMENTO

La yodometría constituye una parte de los métodos de oxidación-reducción, que se refiere a las valoraciones de sustancias reductoras mediante soluciones de yodo, y a las determinaciones de yodo por medio de soluciones de tiosulfato de sodio. Ambos métodos están basados en la acción oxidante del yodo y reductora de los yoduros, que puede condensarse en la reacción reversible:

l2 + 2e- <------------> 2l

El sistema redox yodo (triyoduro)-yoduro,

l3-+ 2e <--------------> 3l

tiene un potencial estándar de +0.54 V. Por lo tanto, el yodo es un agente oxidante más débil que el permanganato de potasio, los compuestos de cerio (IV) y el dicromato de potasio. Por otro lado, el ion yoduro es un agente reductor un poco fuerte; es más fuerte que el ion Fe (II).

En los procesos analíticos, el yodo se emplea como agente oxidante (yodimetría) y el ion yoduro se utiliza como agente reductor (yodometría). Relativamente pocas sustancias son agentes reductores lo bastante fuertes como para titularlas con yodo directamente. Por ello, la cantidad de determinaciones yodimétricas es pequeña. No obstante, muchos agentes oxidantes tienen la fuerza necesaria para reaccionar por completo con el ion yoduro y con esto hay muchas aplicaciones de los procesos yodométricos, en los cuales se adiciona un exceso de yoduro al agente oxidante que se va a determinar, así se libera yodo y éste se titula con solución de tiosulfato de sodio. La reacción entre el yodo y el tiosulfato se desplaza totalmente a la derecha. Algunos químicos prefieren evitar el término yodimetría y en su lugar hablan de procesos yodométricos directos e indirectos.

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/practica-11-yodometria

martes, 7 de octubre de 2014

Video de prácticas-Analítica

Prácticas de la 1 a la 7 y práctica 10
https://www.youtube.com/watch?v=zyGS8Y1rHBs&feature=youtu.be

miércoles, 1 de octubre de 2014

Práctica 10

Permanganimetría

OBJETIVO

Preparar y valorar una solución estándar de permanganato de potasio utilizada en los métodos de óxido-reducción y realizar con ella una determinación de este tipo en una muestra problema.

FUNDAMENTO

Las reacciones que transcurren con pérdida o ganancia de electrones de un átomo, ión o molécula a otro se llaman reacciones de oxidación-reducción o reacciones redox. La oxidación es una pérdida de uno o más electrones; la reducción es una ganancia de uno o más electrones. Siempre que exista una oxidación también existe una reducción, ambos procesos son simultáneos.

El permanganato de potasio es un reactivo que se ha utilizado mucho como agente oxidante, está disponible con facilidad, no es caro y no requiere indicador a menos que se utilice en solución muy diluida. Una gota de permanganato 0.01N imparte un color rosa perceptible al volumen de solución que por lo general se usa en una titulación. Este color

se emplea para indicar el exceso de reactivo. Los cálculos que se emplean para las soluciones estándar se basan en la obtención de la Normalidad, el peso equivalente que participa en una reacción redox es el peso fórmula de la sustancia pesada y que se determina dividiendo el peso fórmula entre el cambio de electrones en la reacción (total de electrones intercambiados).

Las titulaciones con permanganato utilizadas en las determinaciones a efectuar se llevan a cabo en solución ácida, por lo que el peso equivalente del permanganato es un quinto del peso molecular. El fundamento de la acción del permanganato en solución ácida sobre un agente reductor puede expresarse por la ecuación:

MnO4 + 8 H + 5 e- ------> Mn + 4H2O E0 = +1.51 V

Como puede observarse el manganeso cambia su valencia de +7 a valencia +2.

De acuerdo a la ecuación, el peso equivalente es igual a:

KMnO4/5 = 158.5/5 = 31.606

El ácido que se emplea de preferencia en los métodos permanganométricos es el ácido sulfúrico, ya que el HCl tiene cierta acción reductora sobre el permanganato. Los métodos basados en el poder oxidante del permanganato son numerosos y de fácil ejecución en su gran mayoría; sin embargo, existe el inconveniente de que la estabilidad de las soluciones de permanganato solamente se logra mediante técnicas especiales en su preparación, ya que la sal no es una sustancia de alta pureza, contiene peróxido de manganeso que es un catalizador que acelera la descomposición de permanganato. Para obtener una solución estable, es necesario que esté libre de peróxido y por lo tanto también de sustancias reductoras; en estas condiciones, se pueden preparar soluciones de permanganato cuyo título permanece constante durante varios meses.

Por lo tanto, para preparar una solución de permanganato se deben tomar precauciones especiales. Las instrucciones usualmente indican disolver los cristales, calentar para destruir las sustancias que se puedan reducir y filtrar la solución a través de asbesto o de fibra de vidrio para remover el MnO2. Después de esto la solución se estandariza y se mantiene en la oscuridad y no se acidifica.

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/practica-10-quimica-analitica

jueves, 25 de septiembre de 2014

Práctica 9

Determinación de la dureza total y la dureza de calcio

OBJETIVO

Determinar la presencia de sales de calcio y de magnesio en muestras de agua, para establecer la dureza del agua.

FUNDAMENTO

La dureza total del agua de calcio y magnesio, se puede determinar por medio de una titulación directa con EDTA utilizando como indicador el negro eriocromo T o la calmagita.

El complejo que se forma entre el Ca2+ y el indicador es demasiado débil para que ocurra el cambio de color adecuado. Sin embargo, el magnesio forma un complejo más estable que el calcio y se obtiene un punto final apropiado en un amortiguador de amoniaco a pH 10. Si la muestra no contiene magnesio se puede agregar un poco de sal de magnesio al EDTA antes de estandarizarlo. De esta manera, el titulante (pH 10) es una mezcla de MgY2- y Y4- y cuando se agrega a la solución que contiene Ca2+, se forma la sal CaY2-, que es más estable, y se libera el Mg2+ que reacciona con el indicador para formar el MgIn- de color rojo. Cuando todo el calcio se ha agotado, el titulante adicional convierte el MgIn- en MgY2- y el indicador regresa a la forma Hin2- de color azul.

La dureza del agua es causada por las sales solubles en ella; puede ser temporal o permanente. La dureza temporal es causada por bicarbonato cálcico o de magnesio y puede ser eliminada con la ebullición. Los bicarbonatos alcalinos generalmente son escasos en el agua. La dureza permanente del agua es causada por los sulfatos y los cloruros de calcio y magnesio. La suma de la dureza temporal y la permanente se llama dureza total del agua. Debido que en el agua se encuentran otros metales además de calcio y magnesio, deben ser eliminados para que no interfieran, lo que se logra con la adición de algunas sustancias como trietanolamina, clorhidrato de hidroxilamina, etc.

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/prctica-no-9-42023501

miércoles, 24 de septiembre de 2014

Práctica 8

Preparación y estandarización de una solución de EDTA

OBJETIVO

Ilustrar la aplicación analítica del concepto de formación y estabilidad de complejos en la determinación de la dureza del agua.

FUNDAMENTO

Uno de los tipos de reacciones químicas que pueden servir como base de una determinación volumétrica es aquella que implica la formación de un complejo o ion complejo soluble pero ligeramente disociado. Los complejos que se considerarán en este tipo de análisis se forman por medio de la reacción de un ion metálico, catión, con un anión o una molécula neutra. Al
ion metálico del complejo se le llama átomo central, y al grupo unido al átomo central se le conoce como ligando. El número de enlaces que puede formar el átomo metálico central es el número de coordinación del metal.

Los anillos heterocíclicos que se forman por la interacción de un ion metálico con dos o más grupos funcionales del mismo ligando se conocen como anillos quelatos; la molécula orgánica es el agente quelante y a los complejos se les llama compuestos quelatos o quelato. En años recientes se han incrementado las aplicaciones analíticas basadas en el empleo de agentes quelantes como
titulantes de iones metálicos.

En las titulaciones complejométricas se determinan iones metálicos titulando con un reactivo con el cual forman complejos en solución, ésta se amortigua al pH apropiado, se añade algún indicador y se titula con solución estándar del agente complejante. Pocos ligandos multidentados forman complejos fuertes en proporción 1:1, el ligando EDTA es el agente titulante más importante para las titulaciones
complejométricas, puede ser un ligando hexadentado cuando forma enlaces coordinados con sus cuatro grupos carboxilo y sus dos átomos de nitrógeno. En otros casos, el EDTA se puede comportar como un ligando pentadentado o cuadridentado con uno o dos de sus grupos carboxilo libres de la fuerte interacción con el metal.

Muchos iones metálicos sólo emplean cuatro o cinco de estos grupos de enlace, pero lo importante es que reacciona con los iones metálicos en proporción molar 1;1. Todos los complejos que forma son solubles en agua, son incoloros o presentan ligera coloración. Por comodidad, la forma ácida libre del EDTA con frecuencia se abrevia como H4Y, entonces, los complejos de calcio por ejempolo, pueden escribirse como CaY2-, etc. Las titulaciones directas con EDTA se pueden realizar por lo menos con 25 cationes empleando indicadores metalocrómicos. Los agentes formadores de complejos, como el citrato y el tartrato, con frecuencia se adicionan a la titulación para prevenir la precipitación de los hidróxidos metálicos. Para los metales que forman complejos con el amoniaco, con frecuencia se utiliza un amortiguador a base de NH3 - NH4Cl a un pH de 9 ó 10.
Reacción de titulación:
Ca2+ + H2Y2----------> CaY2-+ 2H+
Ion metálico EDTA Complejo

Reacción Indicadora:
Mg-Indicador - + H2Y2--------------> MgY2-+ H-Ind2- + H+
Rojo Incoloro Azul

Es posible obtener cierta selectividad en las titulaciones con EDTA ajustando el pH de la solución que se va a titular.

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/practic-a-8-estandarizacion-de-una-sol-edta

jueves, 18 de septiembre de 2014

Práctica 7

Determinación de cloruros. Método Directo

FUNDAMENTO

El método directo para la determinación de cloruro según Mohr consiste en adicionar gota a gota solución de nitrato de plata en presencia de cromato de potasio como indicador, la formación de cromato de plata de color rojizo indica
que el final de la reacción se alcanza. La determinación tiene su fundamento en la siguiente reacción:
Ag + CI------> AgCl
Ag + K2CrO4-------> Ag2CrO4

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/pract-7-analitica

miércoles, 17 de septiembre de 2014

Práctica 6

Argentometría

OBJETIVO

Comprender los conocimientos fundamentales del análisis por precipitación.
Preparar soluciones argentométricas estándar.
Valorar las soluciones estándar y aplicarlas en la resolución de problemas.

FUNDAMENTO

Existe en el análisis volumétrico un grupo de reacciones de sustitución en las que uno de los productos es insoluble, y por esto, a los métodos que tienen como base la formación de un precipitado, se les denomina volumetría por precipitación.

En las reacciones más importantes intervienen los iones plata, por lo que también se le designa bajo el nombre de argentometría, aun cuando en algunos casos se hace uso de otras reacciones de precipitación en las que no interviene aquel elemento.

El principio de la determinación argentométrica está basado en la formación de las sales poco solubles en el punto de equivalencia, o sea, la formación de los precipitados poco solubles. Sobre la formación de tales precipitados, nos informa

el producto de la solubilidad Kps. El fin de la precipitación es detectado con los indicadores adecuados. Los indicadores, generalmente, actúan de tal manera que en el punto de equivalencia cambian de color.

En argentometría, se aprovecha la serie de reacciones químicas que conducen a la formación de precipitados poco solubles. A este grupo de determinaciones volumétricas pertenecen los métodos para la determinación de cloruros, yoduros, bromuros, cianuros, la determinación de los precipitados pocos solubles obtenidos en la titulación de las sales de zinc con ferrocianuros

potásico, los precipitados de fosfatos en el análisis de fertilizantes, los precipitados formados en los análisis de orina, etc.

Los métodos empleados en este tipo de análisis son:

Método de Volhard. Es una valoración de Ag+ con solución patrón de KSCN, el cual genera la formación de un precipitado blanco y cuando la reacción es completa la primera porción de tiocianato añadida forma un color rojo con el indicador de alumbre férrico.
Método de Mohr. Es una valoración del ión Cl- con nitrato de plata estándar y como indicador una sal soluble de cromato, cuando la precipitación del cloruro termina, el primer exceso de plata reacciona con el cromato para formar un precipitado rojo de cromato de plata.
Método de Fajans. Es la valoración de cloruros con solución patrón de nitrato de plata utilizando fluoresceína como indicador, cuando se añade una pequeña cantidad de nitrato de plata a una disolución de cloruro, éste se absorbe fuertemente sobre las partículas de cloruro de plata coloidal formada, alcanzado el punto estequiométrico el primer exceso de Ag+ atrae al anión de la fluoresceína dando un color rosado.
Método de Gay-Lussac: método del punto claro. El precipitado coloidal de cloruro de plata está estatulizado, próximo al punto estequiométrico el ión estatulizante se separa por precipitación y el precipitado se coagula y sedimenta. La valoración se completa hasta que no aparezca más precipitado o turbidez.
Método de Volhard indirecto. Es un método indirecto cuyo fundamento es la adición de un exceso medido exactamente de nitrato de plata, el exceso de ión plata se valora por retroceso con solución patrón de sulfocianuro de potasio y alumbre férrico como indicador. Para evitar errores en el punto final se separa por filtración el cloruro de plata y valorando el filtrado y las aguas de lavado con tiocianato. Caldwell modificó el método añadiendo una pequeña porción de nitrobenceno a la suspensión.

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/practica-40442198

miércoles, 27 de agosto de 2014

Práctica 5

Curvas de neutralización

OBJETIVO

Realizar una titulación ácido-base con el potenciómetro y observar los cambios de pH mediante la variación del potencial de electrodo.

FUNDAMENTO

Una curva de titulación ácido-base consiste en graficar el pH (o el pOH) contra los mililitros de titulante. Estas curvas son muy útiles para juzgar la factibilidad de una titulación y para seleccionar el indicador adecuado. Al efectuar una titulación de un ácido con una base o viceversa, es de gran importancia tener en cuenta los cambios de concentración de H+ cerca del punto de viraje, para así elegir el indicador más apropiado de acuerdo con los valores de pH entre los que tenga lugar su cambio de coloración.

Los siguientes experimentos sirven para ejemplificar los tipos de curvas de titulación que se obtienen con un ácido fuerte, un ácido débil, una base fuerte y una base débil. Los datos se pueden usar para estandarizar una solución, analizar una muestra o determinar la constante de disociación de un ácido o base débil.

CURVAS DE TITULACIÓN PARA ÁCIDOS Y BASES FUERTES

En solución acuosa, los ácidos y las bases fuertes se encuentran totalmente disociados, por lo tanto, el pH a lo largo de la titulación se puede calcular directamente de las cantidades estequiométricas de ácido y base que van

reaccionando. En el punto de equivalencia el pH está determinado por el grado de disociación del agua a 25°C, el pH del agua pura es de 7.00. Los iones hidronio en una solución acuosa de un ácido fuerte provienen de dos fuentes:

1) la reacción del ácido con el agua

2) la disociación de ésta.

Sin embargo, en casi todas las soluciones diluidas, la contribución de un ácido fuerte excede con mucho a la del disolvente. Así para una solución de HCl con una concentración mayor a 1x10-6 M, se escribe:

[H3O+] = CHCl + [OH-] = CHCl donde [OH-] representa la contribución de los iones hidronio que provienen de la disociación del agua. Una relación semejante se aplica a una solución de una base fuerte como el hidróxido de sodio. Es decir,[OH-] = CNaOH + [H3O+] = CNaOH

a) Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte

Para desarrollar una curva de titulación de un ácido f con una base fuerte se necesitan tres tipos de cálculos, donde cada uno corresponde a una etapa distinta de la titulación: 1) antes del punto de equivalencia, 2) en el punto de equivalencia, y 3) después de este punto. Previo al punto de equivalencia, la concentración del analito se calcula a partir de la concentración inicial del ácido y de los datos volumétricos. En el punto de equivalencia, los iones hidronio e hidróxido están presentes en concentraciones iguales, y la concentración del ión hidronio se obtiene directamente de la constante del producto iónico del agua.

Después del punto de equivalencia, se calcula la concentración formal del exceso de base, cuya concentración, se supone, es igual a la del ión hidróxido. Una manera adecuada de convertir a pH esta última concentración, se hace tomando el logaritmo negativo a ambos lados de la constante del producto iónico del agua. Por tanto, Kw = [OH-] [H3O+] y -log Kw = - log Kw [OH-] [H3O+] = - log [H3O+] - log [OH-]

b) Titulación de una base fuerte con un ácido fuerte

Las curvas de titulación para bases fuertes se obtienen de manera semejante a como se hizo para los ácidos fuertes. Fuera del punto de equivalencia la solución es sumamente básica ya que la concentración de ión hidróxido es del mismo valor que la concentración formal de la base. La solución es neutra en el punto de equivalencia. Y se vuelve ácida cuando se sobrepasa este punto, en esa región, la concentración de ión hidronio es igual a la concentración formal del exceso de ácido.

CURVAS DE TITULACIÓN PARA ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

Para obtener una curva de titulación para un ácido o base débiles, se necesitan cuatro tipos distintos de cálculos.

1. Al principio, la titulación sólo contiene un ácido o una base débiles, y el pH se calcula a partir de la concentración del soluto y de su constante de ionización.

pKw = pH + pOH

- log 10-14 = 14 = pH + pOH

2. Después de que se han agregado cantidades crecientes de titulante (pero que no son equivalentes), la solución consiste en una serie de amortiguadores. El pH de cada uno de ellos se puede calcular de las concentraciones analíticas de la base o ácido conjugado y de las concentraciones restante del ácido o base débiles.

3. En el punto de equivalencia, la solución sólo contiene la forma conjugada del ácido o de la base que se está titulando (es decir, una sal), y el pH se calcula con la concentración de este producto.

4. Más allá del punto de equivalencia, el exceso del titulante, ya sea de ácido o base fuerte, representa el carácter ácido o básico del producto de reacción a tal extremo que el pH está determinado en gran medida por la concentración del exceso de titulante.

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/prctica-5-40442196

jueves, 21 de agosto de 2014

Práctica 4

Determinación de bases por acidimetría

OBJETIVO

Determinar la concentración básica de una muestra, mediante la titulación acidimétrica.

FUNDAMENTO

En la determinación de bases fuertes y débiles se usan las soluciones acidimétricas representadas principalmente por los ácidos clorhídrico y sulfúrico. Las soluciones de las bases fuertes se diluyen y se titulan con dichos ácidos, utilizando como indicador anaranjado de metilo o fenolftaleína.

Las soluciones de las bases débiles generalmente se titulan indirectamente, o sea, se agrega a la solución de una base débil una cantidad conocida de ácido y éste se titula de nuevo con hidróxido. De la diferencia se determina la cantidad de ácido que se ha combinado con la base cuya concentración es buscada..

Para la titulación acidimétrica se usan con ventaja los ácidos fuertes, los cuales se colocan en la bureta, agregando gota a gota a la solución titulada. Al usar indicador anaranjado de metilo, se recomienda primero efectuar las pruebas en tubos de ensayo con ácido e hidróxido, agregando a cada uno gotas de anaranjado de metilo con el fin de observar la coloración de la solución.

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/reporte-de-practica-no4

miércoles, 20 de agosto de 2014

Práctica 3

Alcalimetría

OBJETIVO

Preparar soluciones alcalimétricas valoradas para aplicarlas en la determinación de la concentración de substancias ácidas.

FUNDAMENTO

En las titulaciones de alcalimetría se emplea una solución valorada de un álcali fuerte, el cual por regla general es el hidróxido de sodio; con menos frecuencia se usan el de potasio o el de bario.

La solución de hidróxido de sodio no se puede preparar pesando exactamente una cantidad de él, en virtud de que siempre contiene cantidades apreciables de impurezas, considerándose entre ellas la humedad y los carbonatos; este hidróxido de sodio es muy higroscópico y tiene también la tendencia a fijar el carbónico del aire para dar más carbonatos.

Para preparar la solución se procede a pesar rápidamente y sin mucha exactitud la cantidad correspondiente al volumen y normalidad de solución que se desea preparar. Si la pesada se hace lentamente, el hidróxido se carbonata superficialmente, de donde resultan errores al emplear ciertos indicadores, como la fenolftaleína.

Para valorar la solución de hidróxido de sodio se emplea un estándar primario, como ácido oxálico, ácido benzoico, ácido silicílico, etc., o bien sus sales respectivas. El método más cómodo, es el que utiliza una solución valorada de ácido.

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/practica-3-completa-40442194

martes, 19 de agosto de 2014

Proceso Industrial Del Yogurt

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/yogurt-analitica

jueves, 14 de agosto de 2014

Práctica 2

Acidimetría

OBJETIVOS

Preparar soluciones valoradas y aplicarlas en la determinación de la concentración de muestras problemas y comerciales.

FUNDAMENTO

Las soluciones acidimétricas sirven para titular o determinar las bases. Están representadas por los ácidos fuertes y débiles. Los ácidos más comunes usados en la neutralización son: ácido clorhídrico, ácido sulfúrico, etc. Ninguno de los ácidos mencionados puede servir de sustancia patrón o estándar primario, antes de ser usados en la neutralización deben ser valorados.

Una solución de un ácido puede ser valorada con estándar primario como lo es el carbonato de sodio químicamente puro (q.p.) o con una solución alcalina cuya normalidad es conocida.
2 H + Na2CO3 -------> 2 Na + H2O + CO2
El indicador empleado en este caso es el Anaranjado de metilo
Medio alcalino ----------> Medio ácido
Anaranjado Rojo

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/practica-2-quimica-analitica

miércoles, 13 de agosto de 2014

Práctica 1

Preparación de soluciones

OBJETIVOS

Preparar algunas disoluciones de reactivos de concentración específica que se utilizarán en prácticas posteriores.
Observar la solubilidad de los reactivos a utilizar en solución acuosa.
Calcular las cantidades de reactivos que se necesitarán para preparar disoluciones molares, normales y porcentuales.
Manipular correctamente la balanza granataria, pipetas y matraces volumétricos.
Conocer la peligrosidad de los reactivos a utilizar.
Aplicar las medidas de seguridad para manipular reactivos concentrados.

FUNDAMENTO

El manejo de líquidos en el laboratorio, resulta más cómodo y sencillo: El primer paso a observar es la solubilidad, la dispersión del soluto en el disolvente implica cambios energéticos, si el soluto reacciona químicamente con el disolvente, éste se solvata o bien se hidroliza cuando se trata de agua como disolvente.Estas reacciones de hidrólisis pueden producir varios cambios en la solución, tales como: formación de precipitados, cambios de pH, que se deben tomar en cuenta pues pueden llevar a tener una solución en la que el soluto sea una especie no deseada.

En solución acuosa la mayoría de las sustancias inorgánicas se encuentran en forma iónica y la explicación e las reacciones químicas que ocurren se da mejor a través del modelo de interacciones entre iones. Cuando se necesitan
cantidades muy pequeñas de un soluto, se comete menor error en la medición de un volumen que en la pesada de una masa muy pequeña. Sin embargo, es necesario, observar los reactivos, su aspecto físico, su comportamiento y manipularlos para tener un verdadero conocimiento de lo que son las soluciones.

Se denomina solución a una mezcla homogénea de dos o más sustancias, cuya composición, dentro de ciertos límites, puede variar según se desee. Las soluciones que se emplean en el análisis son, en estricto sentido, mezclas de sólidos en líquidos, líquidos en líquidos o de gas en líquidos. Generalmente las soluciones de acuerdo a su solubilidad, se pueden preparar en: soluciones diluidas, saturadas y sobresaturadas.

Solución diluida: Contiene una pequeña cantidad de soluto diluido en disolvente y esta cantidad es más pequeña que la cantidad límite de una solución saturada.
Solución saturada: Es aquella solución que no disuelve más soluto, es decir, la solubilidad del soluto llegó a su límite.
Solución sobresaturada: Contiene mayor cantidad de soluto que la solución saturada; éste se pudo disolver en la solución a una temperatura superior a la de la solución saturada.

La concentración de una solución indica la cantidad del soluto respecto a la del disolvente. SE expresa generalmente en unidades basadas en la relación peso/peso o en la relación peso/volumen.

http://es.slideshare.net/YuliiVaazquez/prctica-1-40442191