3 - Sistema de Información

UNIVERSIDAD NACIONAL DE RIO CUARTO
FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS,
FISICO-QUIMICAS Y NATURALES
DEPARTAMENTO DE QUIMICA
ASIGNATURA:
QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL
CODIGO:
2211
CARRERA:
MICROBIOLOGÍA
Primer Cuatrimestre
Número de horas totales:
Año: 2012
168 horas
Número de horas semanales: 12 horas.
Teóricos:
4 horas
Prácticos de Aula:
4 horas
Prácticos de Laboratorio: 4 horas
Cuerpo Docente:
Docente Responsables:
Dra. M. Alicia Biasutti
Docente Invitado:
Dr. Nelio Vettorazzi
Auxiliar:
Dra. Claudia Rivarola
1
OBJETIVOS
-
Comprender
los
principios
generales
del
análisis
químico
volumétrico,
espectroscópicos, de flujo y de las técnicas radioquímicas.
-
Adquirir experiencia en el planteo y comprensión de los equilibrios en solución
-
Adquirir experiencia en el manejo de los equipos específicos y en la interpretación
de los resultados.
-
Adquirir
conocimientos
de
determinaciones
analíticas
necesarios
para
la
comprensión de otras asignaturas de la carrera y relevantes a la actividad
profesional.
2
REGIMEN DE CURSADO
CONDICIONES DE REGULARIDAD:
El alumno logrará la condición de alumno regular en la asignatura habiendo
conseguido:
I.- De los Trabajos Prácticos de Laboratorio:
1. El alumno deberá asistir a los Laboratorios unido de guardapolvo, lentes y guantes
de látex para su protección.
2. Para realizar el Trabajo Práctico el alumno deberá poseer los conocimientos
básicos del mismo.
3. Se tomarán interrogatorios orales y/o escritos referentes a los temas de la Práctica.
En caso de no aprobarse dicho interrogatorio el alumno será considerado
ausente.
4. Al finalizar cada Trabajo Práctico el alumno deberá confeccionar un informe de lo
realizado según las indicaciones del Docente encargado del TP, en caso de que los
resultados obtenidos e informados sean satisfactorios el trabajo será aprobado.
5. A los fines de regularizar la Asignatura es obligatoria la aprobación del 100% de los
Trabajos Prácticos previstos.
6. En caso de ausencia o de reprobación de algún Trabajo Práctico, de dispondrá de
una fecha para su recuperación para lo cual el alumno deberá haber aprobado en
primera instancia el 80% de los Trabajos Prácticos previstos.
II.- De los Trabajos Prácticos de Aula o Seminarios:
1. Los Alumnos deberán llevar un Cuaderno o Carpeta en donde figurarán los
Problemas resueltos en detalle de cada una de las Guías de Problemas
correspondientes a los distintos Temas, a los fines de que pueda constatarse esta
actividad por el Docente Encargado.
2. A los fines de regularizar la Asignatura es obligatoria la asistencia al 80% de las
Clases de Prácticos de Aula.
III.- De los Exámenes Parciales y Regularización de la Materia:
PROPUESTA DE REGIMEN DE CURSADO
La asignatura se dicta bajo un sistema de evaluación sumativa asociado a un
régimen de promoción. Total de exámenes parciales: cuatro (4). Cada examen parcial
equivale a 100 puntos. Total: 400 puntos.
3
CONDICIONES DE REGULARIDAD:
Los alumnos lograrán la condición de Alumno Regular de acuerdo a las siguientes
exigencias:
1) El Alumno deberá rendir cuatro exámenes parciales.
2) Un examen parcial se considera aprobado si el estudiante ha conseguido reunir 50
o más puntos sobre 100 posibles.
3) El alumno podrá reprobar hasta dos (de los cuatro) exámenes parciales y los podrá
recuperar en forma individual, con la condición de obtener 200 o más puntos entre
los cuatro parciales aprobados.
Si se reúnen estos requisitos los Alumnos alcanzaran la condición de Regulares. Para
lograr la aprobación final de la materia, los alumnos regulares serán posteriormente
evaluados con un examen final.
CONDICIONES DE PROMOCIÓN:
Los alumnos lograrán la condición de alumnos promovidos en la asignatura habiendo
conseguido:
1) Aprobar los cuatro exámenes parciales en primera instancia. Un examen parcial
se considera aprobado si el estudiante ha conseguido reunir más de 50 puntos
sobre 100 posibles.
2) Sumar por lo menos 280 puntos (70%) entre los cuatro exámenes parciales.
Los alumnos promovidos estarán exentos del examen final y la nota será el promedio
de las notas de los cuatro exámenes parciales.
Los alumnos que no cumplan con ninguno de los requisitos mencionados
obtendrán la condición de Alumnos Libres.
4
PROGRAMA ANALITICO
Tema 1: Química Analítica. Su significado y relación con otras áreas de la química.
Distintos procedimientos. Pasos de un Análisis. Mediciones e interpretación de
resultados. Análisis Volumétrico. Fundamentos. Reacciones apropiadas. Cálculos de
errores en Química Analítica, Ejemplos.
Tema 2: Equilibrio en soluciones iónicas. Constante de disociación. Ácidos y Bases de
Brönsted. Grado de disociación. Clasificación de los electrolitos. Balance de carga y
masa. Ácidos y bases monofuncionales. Hidrólisis de sales. Curvas de titulación de
ácido fuerte con base fuerte. Ecuación general. Efecto de la concentración. Tipo de
indicadores del punto de equivalencia. Elección de un indicador. Curvas de titulación de
ácido débil con una base fuerte. Soluciones reguladoras de pH. Capacidad buffer.
Determinación de alcalinidad en agua. Error de titulación. Constante de una titulación
(factibilidad). Drogas patrones primarios y secundarios.
Tema 3: Procesos de formación y propiedades de los precipitados. Tamaño de
partículas. Coloides. Nucleación y crecimiento de partículas. Velocidad de precipitación.
Pureza
de
los
precipitados.
Calcinación
de
precipitados.
Separaciones
por
precipitación. Precipitación fraccionada. Constante del producto de solubilidad. Cálculo
de concentraciones. Especies en solución. Factores que influyen la solubilidad.
Titulaciones por precipitación. Métodos más comunes. Cálculo de concentraciones.
Indicadores. Método de Mohr. Método de Volhard. Error de titulación.
Tema 4: Equilibrios de óxido-reducción. Balance de ecuaciones en sistemas redox.
Celdas electroquímicas. Potenciales de electrodo. Electrodos de referencia. Ecuación
de Nernst. Pilas. Medición de la FEM de una pila. Criterio de espontaneidad para una
reacción redox. Constante de equilibrio. Cálculos. Cálculo de la concentración de
especies en solución. Potenciales formales. Titulaciones redox. Curvas de titulación.
Indicadores redox. Selección del indicador. Algunas titulaciones redox más comunes.
5
Tema 5: Formación de complejos. Estabilidad de complejos. Constantes de estabilidad.
Agentes quelantes. EDTA. Estudios de los equilibrios. Constante de formación y
constante efectiva de formación. Titulaciones con EDTA. Curvas de titulación.
Indicadores más comunes. Factores que influyen en la formación de complejos.
Determinación de dureza de aguas.
Tema
6:
Radiación
electromagnética.
Interacción
luz-materia.
Espectro
electromagnético. Espectroscopía UV-Visible. Transmitancia, Absorbancia, Ley de
Lambert-Beer. Espectrofotómetro de simple y de doble haz. Componentes. Fuentes de
radiación. Monocromadores. Detectores. Celdas. Espectros de absorción. Selección de
la longitud de onda de trabajo. Curvas de calibración. Aplicaciones cuantitativas de la
técnica. Resolución de mezclas.
Tema 7: Estados excitados de moléculas. Diagrama de niveles de energía para
moléculas fotoluminiscentes.
Espectroscopia
de
emisión.
Espectrofluorómetros.
Componentes. Fluorescencia. Espectros de emisión. Espectros de excitación.
Selección de longitud de onda (λexc; λem). Aplicaciones de la técnica con fines
cuantitativos. Sensibilidad de la técnica, comparación con Espectroscopia de
Absorción.
Tema 8: Generalidades. Tipos de cromatografía. Procesos en los que se basa c/u.
Cromatografía gas-líquido (GLC). Cromatografía líquida de alta resolución (HPLC).
Equipos. Cromatógrafo GL. Cromatógrafo HPLC. Componentes. Detectores. Tipos de
columnas. Ventajas y diferencias entre CGL y HPLC. Importancia de cada técnica.
Tiempos de retención. Altura y áreas de picos. Aplicaciones de cada técnica.
Identificación y cuantificación de compuestos. Curvas de calibración. Método del
estándar interno, ventajas.
Tema 9: Ley de desintegración radiactiva, T, . Unidades. Masas atómicas precisas.
Actividades absoluta y medida de una fuente. Equilibrios transitorios y seculares.
Generadores. Aplicaciones en medicina nuclear. Interacción de la radiación  con la
materia: efectos fotoeléctrico, Compton y de pares. Medición: contadores de Centelleo
sólido. Calibración. Aplicaciones analíticas en bioquímica clínica: radioinmunoanálisis
(RIA), ensayos inmunoradiométricos (IRMA). Interacción de la radiación  con la
6
materia. Núcleos: retrodispersión y radiación de frenamiento. Electrones orbitales:
dispersión y ionización. Medición: Geiger-Müller. Contadores de Centelleo líquido.
Calibración. “Quenching”. Aplicaciones analíticas en bioquímica clínica: Dilución
isotópica simple, doble, e inversa. Edad arqueológica.
BIBLIOGRAFIA
-
R. A. Day, Jr. And A. L. Underwood, “Química Analítica Cuantitativa”, 5ta.
Ed., Prentice-Hall Hispanoamericana S. A., México, 1989.
-
D. A. Skoog, D. M. West and F. J. Holler, “Fundamentos de Química
Analítica”,
-
Volúmenes 1 y 2, Ed. Reverté, 1997.
D. C. Harris. “Análisis Químico Cuantitativo”, 2da. Edición. Editorial Reverté
S. A., 2001.
-
D. A. Skoog, D. M. West, F. J. Holler, S. R. Crouch, “Química Analítica”, 7ma.
Edición, McGraw –Hill, 2003.
-
James S. Fritz and George H. Schenk, “Quantitative Analytical Chemistry”,
3rd. Ed., Allyn and Bacon, Inc., 1976.
-
J. N. Butler, "Ionic Equilibrium, a Mathematical Approach", Addison-Wesley
(1964).
-
J. N. Butler, "Cálculos de pH y Solubilidad", Fondo Educativo Interamericano
(1968).
-
I. M. Kolthoff and E. B. Sandell,
"Análisis Químico Cuantitativo", Nigar
(1976).
-
D. Skoog and D. West, "Introducción a la Química Analítica", Reverté (1969).
-
D. Skoog and D. West, "Fundamentos de Química Analítica", Vol 1 y 2,
Reverté (1983).
-
J. A. Hammerly, “Curso de Química Analítica”, Ateneo (1984).
-
H. A. Laitinen, “Chemical Analysis”, Mc Graw-Hill (1975).
-
V. N. Alexáiev, “Análisis Cuantitativo", Mir (1976).
-
Skoog-Leary, “Análisis Instrumental” cuarta edición, Mc Graw-Hill (1996).
7
QUIMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL (2211)
CRONOGRAMA DE ACTIVIDADES 2012
Martes y Miércoles 14-18 hs
Sem
Días
1
13/3
2
20/3
3
27/3
Viernes8,3012,30hs
Tema de Teoría
Problemas
(1-2) General. Acido-base
1-2
(2) Acido-base
2
(3) Solubilidad
Laboratorios
Parciales
Acido-base
Problemas
1.- Volumetría Acido
Base
23/3
2.-Volumetría por
(3) Solubilidad
2-3
precipitación
3
30/3
Viernes 6/4
Feriado Semana Santa
4
3/4
5
10/4
6
17/4
7
24/4
8
1/5
9
8/5
9
15/5
10
22/5
11
29/5
12
5/6
13
12/6
9
14
19/6
Jueves y Viernes
Recuperatorios de
parciales
(4) Redox
1º Parcial
Temas 1,2,3
Viernes 13/4
4
(4-5) Redox-Complejos
4-5
3.- Volumetría de
Oxido-reducción
27/4
(5) Complejos
5
Marte 1/5 Feriado
Complejos
4.- Volumetría por
formación de complejos
4/5
(6) Espect. UV-vis. IR
2º Parcial
Temas 4,5
Viernes 11/5
5-6
(6) Espectro UV-Vis. IR
6
(7) Fluorescencia
5.- Espectrofoto
18/5.
Miércoles 25 feriado 7-
7
(7) Fluorescencia
(8) Cromatografía
7-8
(9) Radioquímica
9
(9) Radioquímica
6.- Determinac. por
Fluorescenc.
Infrarojo
3º Parcial
Temas 6,7
Lunes 4/6
8- Cromatograf.
9-HPLC
Problemas de aplicación
8
4º Parcial
Temas 8,9
Martes 19/6
TRABAJOS PRACTICOS DE LABORATORIO
Trabajo Práctico Nº 1:
Patrones ácido-base. Estandarización. Volumetría. Errores.
Experiencia 1.Titulación de ácido clorhídrico con carbonato de sodio.
Experiencia 2. Determinación de la alcalinidad en aguas naturales y de consumo
humano.
Trabajo Práctico Nº 2: Volumetría de precipitación. Método de análisis de
halogenuros. Experiencia 1. Determinación de cloruros por el método de Mohr.
Experiencia 2. Determinación de cloruros por el método de Volhard.
Trabajo Práctico Nº 3: Volumetría redox.
Experiencia 1. Agentes oxidantes: Determinación de Fe+2 con K2Cr2O7 ;
Experiencia 2. Agentes reductores. Valoración de Na 2S2O3 con I- generado "in
situ".
Trabajo Práctico Nº 4: Volumetría de complejos. Valoraciones con EDTA.
Determinación de la dureza en aguas. Indicadores metalocrómicos.
Trabajo Práctico Nº 5:
Espectrofotometría. Ley de Lambert-Beer. Zona óptima de
absorción. Verificación experimental de la Ley de Lambert-Beer: Espectro de
absorción de soluciones de KMnO4. Curvas de trabajo.
Trabajo Práctico Nº 6: Fluorescencia. “Determinación del contenido de Quinina en una
bebida gaseosa".
Trabajo Práctico Nº 7: ESPECTROSCOPÍA INFRAROJO
Trabajo Práctico Nº 8 CROMATOGRAFÍA GASEOSA
Trabajo Práctico Nº 9 CROMATOGRAFÍA LÍQUIDA DE ALTA EFICACIA
Trabajo Práctico No 10 Radioinmunoanálisis
9
Trabajos Prácticos
de Problemas
10
QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL (2211)
SERIE DE PROBLEMAS Nº 1
Tema: Guía de Repaso. Nomenclatura Química- Soluciones.
1. Escribir la fórmula correcta de los siguientes compuestos:
a) Cloruro de bario
i) Pentóxido de dinitrógeno
b) Hidróxido de potasio
j) Tetracloruro de carbono
c) Nitrato de manganeso (II)
k) Acido brómico
d) Oxido de litio
l) Carbonato ácido de Cadmio
e) Sulfito de hierro (III)
m) Fosfato monoácido de cobre (II)
f) Carbonato estannoso
n) Acetato férrico
g) Sulfuro ácido de potasio
ñ) Trifluoruro de fósforo
h) Fosfato monoácido de amonio
o) Acido clorhídrico
2. Escribir el nombre correcto de los siguientes compuestos:
a) CaCO3
b) Cu2O
c) Sn3(PO4)2
d) LiBrO4
e) CuO
f) Fe(C2H3O2)2
g) Hg2SO3
h) Hg(NO2)2
i) SnCl4
j) Fe2O3
k) Bi(OH)SO4
l) HClO4
m) NH4I
n) HNO3
o) P2O5
3. Tenemos una disolución 0,693 M en HCl. Para una determinada reacción
necesitamos 0,0525 moles de HCl. ¿Qué volumen de solución debemos tomar?
4. En 35 g de agua se disuelven 5 g de HCl. La densidad de la solución a 20 ºC
es de 1,060 g/ml. Hallar la concentración de la solución en: a) % P/P; b) g/l; c)
moles/l.
5. Se tiene una solución que contiene 410,3 g de H 2SO4 por litro de solución a
20 ºC. Si la densidad es igual a 1,243 g/ml, calcule la molaridad, la molalidad y la
normalidad.
6. Indique como prepararía 500 ml de una solución al 2 % P/V de NaCl.
7. Como prepararía 0.250 lt de solución 0,1 M de CuSO4.7H2O ?
8. Describa como se prepara 1 lt de solución de HCl 0,646 M a partir de una solución
2 M del mismo ácido.
9. Se tienen 505 ml de HCl 0,125 M y se desean diluir a 0,1 M. ¿Que cantidad de agua
se debe agregar?
11
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
SERIE DE PROBLEMAS N° 2
Temas: Equilibrio ácido-base. pH. Soluciones reguladoras. Capacidad Buffer.
Valoraciones ácido-base.
1. Calcule el pH de una disolución 0,05 M en HCl.
2. Calcule el pH y el pOH de una solución 1,00 x 10-8 M en HClO4.
3. Calcule la concentración de OH- y H+ en una solución de HAc de pH = 5,25.
4. Calcule el valor de la Kb del NH4OH, si el pKb es 4,75.
5. Calcule la concentración de H+ ,OH- , pH y pOH de una solución 0,01 M en NH4OH.
(Kb = 1,8 x 10-5).
6. Calcule el pH de una disolución 0,05 M en NaCl.
7. Calcule el pH y pOH de una solución acuosa de NH4Cl 0.1 M (Kb =1,8 x10-5).
8. Calcule el pH de una solución acuosa de NaAc 0,1 M.( Ka = 1,75 x 10-5).
9. Calcular el pH que resulta cuando se mezclan 500 ml de HAc 0,1 M con 500 ml de
NaAc 0.1 M. Calcular la variación de pH que se produce si a esta solución se le
agrega:
a) 10 ml de Na(OH) 1 M
b) 10 ml de HCl 1,5 M
10. Qué indicadores se podrían usar, teniendo en cuenta el intervalo de viraje del
indicador, en las siguientes titulaciones con soluciones 0,1 M.
a) HCl con Na(OH)
b) HAc con Na(OH)
pKa = 4,75,
c) NH3 con HCl
pKb = 4,75
11. Cualquier titulación ácido-base puede estudiarse punto a punto construyendo las
curvas de titulación? Cómo se construye una curva? Se titula 20,00 ml de una solución
de HCl 0,1 M con solución de Na(OH) 0,1 M. Calcule el pH de la solución al 0%, 50%,
75%; 100%; 125% y 150% de la titulación.
Grafique la curva de titulación correspondiente.
12. Una disolución de HCl fué valorada contra 0,1750 g de Na 2CO3 puro. Exactamente
47,00 ml del ácido fueron añadidos sobre el carbonato y la disolución hervida para
separar el CO2. El exceso de ácido fue valorado por retroceso con 2,12 ml de Na(OH)
0,01740 M al punto final del Verde de Bromocresol. Cuál es la normalidad del ácido?
13. Una muestra de vinagre de 50,0 ml ( = 1,06 g/ml), fue diluida a 250 ml y una
alícuota de 25,0 ml valorada con Na(OH) 0,136 N a un punto final de Fenolftaleína? Si
12
se requieren 28,1 ml de base, indique el % P/P y P/V de ácido acético en la muestra.
14. Una muestra de 100 ml de un agua natural valorada con el indicador Naranja de
Metilo (He), consume 31,2 ml de HCl 0,0136 N. Otra muestra similar consume 11,80 ml
del ácido para alcanzar el punto final de Fenolftaleína (Fe). Calcular en mg/l ó ppm, la
concentración de CO3= y HCO3- en el agua.
PROBLEMAS PROPUESTOS
1. Calcule el pH al 0; 50; 100 y 150% de la titulación de HAc 0,1 M con Na(OH) 0,1 M.
2. a) Discuta el concepto de capacidad buffer.
b) Esquematice la curva de  vs. pH y relaciónela con la de pH vs. Volumen de
titulante para:
I) HCl con Na(OH)
II) HAc con Na(OH)
3. Un amortiguador a base de fosfatos se prepara disolviendo 28.4 g de Na 2HPO4 y
12.0 g de NaH2PO4 en 1.00 litro de solución. a) Calcule el pH del amortiguador; b)
Calcule el pH de la solución que resulta después de agregar 5 mmoles de HCl a 1 litro
del amortiguador anterior. Las constantes de acidez del ácido fosfórico son: K a1 = 7.5 x
10-3; Ka2 = 6,2 x 10-8 y Ka3 = 4,8 x 10-13.
4. Calcule el pH y pOH de una solución de Li(OH) 4,0 x 10-8 M.
5. Calcule la concentración de H+, OH- , pH y pOH de una solución de HF 1 x 10 -3 M.
(Ka = 6,8 x 10-4).
6. Se analiza una serie de muestras de agua que pueden contener uno o más de los
siguientes compuestos: Na2CO3 ; NaHCO3 ; Na(OH). Fueron valoradas alícuotas de
100 ml con HCl 0,100 M, gastándose los siguientes volúmenes de ácido en cada caso
para alcanzar los puntos finales de fenolftaleína y heliantina.
a) 27,3 ml y 30,7 ml.
b) 0 ml y 18,1 ml.
c) 4,60 ml y 12,2 ml.
d) 27,1 ml y 27,1 ml.
e) 15,1 ml y 30,2 ml.
I) A qué se debe la alcalinidad del agua en cada caso?
II) Esquematice la curva que espera obtener en cada caso.
13
Algunos Indicadores ácido-base
Indicador
Cambio de color al aumentar el pH
Rango de pH
Acido Pícrico
Incoloro a Amarillo
0.1 – 0.8
Azul de Timol
Rojo a Amarillo
1.2 – 2.8
Incoloro a Amarillo
2.0 – 4.0
Amarillo de Metilo
Rojo a Amarillo
2.9 – 4.0
Azul de Bromofenol
Amarillo a Azul
3.0 – 4.6
Anaranjado de Metilo
Rojo a Amarillo
3.1 – 4.4
Azul de Bromocresol
Amarillo a Azul
3.8 – 5.4
Rojo de Metilo
Rojo a Amarillo
4.2 – 6.2
Rojo a Azul
5.0 – 8.0
Púrpura a Verde
4.8 – 5.4
p-Nitrofenol
Incoloro a Amarillo
5.6 – 7.6
Púrpura de Bromocresol
Amarillo a Púrpura
5.2 – 6.8
Azul de Bromotimol
Amarillo a Azul
6.0 – 7.6
Rojo Neutro
Rojo a Amarillo
6.8 – 8.0
Rojo de Fenol
Amarillo a Rojo
6.8 – 8.4
p-α-Naftolftaleína
Amarillo a Azul
7.0 – 9.0
Fenolftaleína
Incoloro a Rojo Violáceo
8.0 – 9.6
Timolftaleína
Incoloro a Azul
9.3 – 9.6
Amarillo R de alizarina
Amarillo a Violeta
10.1 – 12.0
1,3,5-Trinitrobenceno
Incoloro a Anaranjado
12.0 – 14.0
2,6-Dinitrofenol
Tornasol
Púrpura de Metilo
14
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
SERIE DE PROBLEMAS N°3
Temas: Solubilidad y separación por precipitación. Volumetría de precipitación.
1. Calcule las constantes Kps de las siguientes sales a partir de sus solubilidades:
a) AgI 0.00235 mg/l.
b) Mg(OH)2 0.000793 g/100 ml.
c) Ag2C2O4 3.28 mg/100 ml.
d) Ag2CrO4 0.03 g/l.
2. A partir de las Kps calcular las solubilidades, despreciando los efectos de hidrólisis:
a) PbSO4 en mg/200 ml
Kps = 2.00 x 10-8.
b) CaF2 en g/250 ml
Kps = 4.0 x 10-11.
c) Cu(IO3)2 en mg/100 ml
Kps = 1.00 x 10-7.
d) AgI en mg/l
Kps = 1.5 x 10-16.
3. Calcular la solubilidad, despreciando todo efecto de hidrólisis de:
a) SrSO4 con K2SO4 10-2 M
Kps SrSO4 = 3 x 10-7
b) MgF2 con NaF 10-1 M
Kps MgF2 = 7 x 10-9
-3
c) Ag2C2O4 con AgNO3 2 x 10 M
Kps Ag2C2O4 = 5 x 10-12
d) Fe(OH)3 con K(OH) 0.2 M
Kps Fe(OH)3 = 1 x 10-36
4. Calcular la solubilidad de:
a) CaF2 en agua pura
b) CaF2 en una solución de HCl de pH = 2.
Kps CaF2 = 4 x 10-11. Ka (HF) = 7,2 x 10-4.
5. Se agrega 0.01 mg de NaCl a 200 ml de una solución 2 x 10 -5 M de AgNO3. Indique
si se forma o nó un precipitado de AgCl.
6. Se mezcla 50.0 ml de AgNO3 0.10 M con 50.0 ml de KIO3 0.10 N.
a) ¿Cuántos mg de Ag+ permanecen sin precipitar?
b) ¿Qué concentración de IO3 - reducirá la [Ag+] a 0.1 mg/100 ml?
Kps AgIO3 = 3 x 10-8.
7. Calcular la N de una solución de AgNO3 de la que se consume 39.8 ml para
reaccionar con 0.1497 g de NaCl puro.
8. a) Explique en qué consiste el método de Mohr para la titulación de soluciones de
Haluros.
b) ¿Cómo detecta el punto final?
c) ¿Qué entiende por error de titulación empleando el método de Mohr?
d)Una alícuota de 50 ml de AgNO3 0.05 M fué agregada a una muestra de 0.410 g de
KBr impuro. La valoración del exceso de Ag requirió 7.50 ml de KSCN 0.060 N.
Calcular el % de KBr en la muestra.
9. Calcule pCl- en función del volumen de AgNO3 agregado cuando se titulan 50.0 ml
15
de solución de NaCl 0.1 M con AgNO3 0.1 M.
Grafique la curva en papel milimetrado y marque el punto final de la titulación de Mohr.
10. Con 250 ml de agua corriente se obtiene un precipitado calcinado de óxido de
calcio que pesa 0.0476 g. Calcular el contenido de calcio en el agua en ppm
(miligramos por litro) de carbonato de calcio.
PROBLEMAS PROPUESTOS
1. a) Escriba el Kps para una sal general CnAm siendo C el catión y A el anión.
b) Calcule el Kps del TlBr a 25 oC. Dato: solubilidad 0,0523 g% de solución.
c) Calcule la solubilidad del AgCl en solución acuosa siendo su Kps=1x10 -10
d) El Kps del CaF2 es 4,0x10-11 a 25 oC. Calcule la solubilidad del CaF2 en moles/litro y
en g/litro a la misma temperatura.
e) Siendo la solubilidad del Ca3(PO4)2 en agua a 20 oC 1,15x10-7 M calcule el Kps
respectivo.
2. -Determine la solubilidad del AgCl en una solución de NaCl 1.0x10-2 M. Dato Kps
AgCl =1x10-10.
3. El Kps del PbBr2 es 9,0x10-6 .
a) determine la solubilidad molar del PbBr2 en agua
b) determine la solubilidad molar del PbBr2 en una solución 0,30N de BaBr2
c) lo mismo pero con una solución 0,30 M de Pb(NO3)2
4. Se mezcla 50 ml de una solución que contiene 3,0 x 10 -5 moles de BaCl2 por litro con
100 ml de otra solución que contiene 4,5 x 10 -3 moles de Na2SO4 por litro. Calcular la
fracción de bario que precipita como BaSO4. Kps (BaSO4) = 1,1 x 10-10.
5. Qué masa de Ba(IO3)2 permanece sin precipitar cuando se mezcla 100 ml de BaCl 2
0.10 M con 300 ml de KIO3 0.10 M?. Kps Ba(IO3)2 = 1,7x10-9
6. A una disolución que contiene Ag+ 0,05 M y Pb2+ 0,025 M se añade NaCl.
a)¿Cuál es el primer compuesto que precipita?
b) ¿Cuál es la concentración del catión que precipitó primero cuando comience a
hacerlo el segundo?
Kps PbCl2= 2,4x10-4 (25 oC), Kps AgCl= 1,5x10-10 (25 oC)
7. A 250 mL de una disolución 0,125 M de Na2SO4 se le añaden 250 mL de otra
solución 0,250 M de BaCl2. Calcule la concentración final de los iones Na+ , Cl- , SO42- y
Ba2+ y prediga si precipita BaSO4 en la solución formada.
Kps BaSO4= 9,2x10-11
8. Se prepara una solución patrón de AgNO3 diluyendo 4.875 g de la sal hasta 1 litro.
Se desea utilizar esta solución para la valoración de muestras solubles de Cl -. Expresar
su concentración en: a) Normalidad; b) Título, como mg Cl-/ml; c) Título, como mg
NaCl/ml.
9. 50 ml de una solución de K2CrO4 se titulan con 10 ml de AgNO3 0.1000 M. Calcular
el pAg en el punto de equivalencia.
pAg = - log [Ag+]
Kps Ag2CrO4 = 2.9 x 10-12
16
10. Cuantos gramos de BaCl2 contienen 250mL de solución, si después de agregar a
25 mL de la misma 40 mL de solución de AgNO3 0,1020N para la titilación por
retroceso se ha consumido 15mL de solución de NH4SCN 0,098N
11. De una muestra impura de 0.6980 g de un compuesto de Mg soluble en ácido, se
obtuvo un precipitado de Pirofosfato Magnésico (Mg2P2O7) que pesó 0.4961 g. Calcule
el contenido de Mg en la muestra como % de óxido de magnesio.
17
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
SERIE DE PROBLEMAS Nº 4
Tema: Oxido reducción
1. a) Qué se entiende por oxidación, y qué por reducción?
b) Qué son agentes reductores y oxidantes? Dé ejemplos.
c) Un método que se utiliza en el balance de las reacciones de óxido reducción es el
del ión-electrón. En qué se fundamenta? Indique las reglas arbitrarias para
establecer los Estados de Oxidación.
d) Cuáles son las reglas que se aplican para ajustar o balancear las reacciones
redox por el método del ión-electrón?
2. Agentes oxidantes. Ajuste por el método del ión-electrón las siguientes reacciones
redox:
a) MnO4K + Fe (OH)2 + H2O  MnO2 + Fe(OH)3 + KOH
b) K2Cr2O7 + H2SO4 + Fe SO4  Cr2(SO4)3 + Fe2 (SO4)3 + K2SO4 + H2O
c) H2O2 + HI  H2O + I2
d) HNO3 (dil) + Cu  Cu (NO3)2 + NO + H2O
3. Agentes reductores. Ajuste por el método del ión-electrón las siguientes reacciones
de óxido-reducción:
a) KMnO4 + H2O2 + H2SO4  MnSO4 + K2SO4 + H2O + O2
b) H2S + FeCl3  S + FeCl2 + HCl
c) Na2S2O3 + I2  Na2S4O6 + NaI
d) SnCl2 + FeCl3  SnCl4 + FeCl2
4. Soluciones normales. Cómo define el peso equivalente de los oxidantes y los
reductores? Calcular el peso equivalente de todos los oxidantes del problema
anterior.
5. a) Cuál es el peso equivalente de KMnO4 en medio ácido y en medio alcalino?
b) Cuántos g de K2Cr2O7 se necesitan para preparar 500 ml de una solución 0,5 N
de esta sal en medio ácido?
c) Cuántos litros de O2 en condiciones normales de presión y temperatura se forman
cuando reaccionan 25 g de H2O2 en medio ácido, con exceso de KMnO4. Cuántos
equivalentes redox de H2O2 y KMnO4 reaccionan?
6. Cuántos ml de KMnO4 0,5 N en medio ácido, son necesarios para reaccionar con 5
ml de solución 0,2 N de FeCl2.
7. Para la siguiente reacción generalizada, reversible, de una hemipila:
a A + b B + ... + ne-  c C + d D + ...
a) Escriba una ecuación que vincule el potencial de este proceso electrónico,
con la concentración de reactivos y productos.
b) Exprese claramente de qué depende dicho potencial.
18
8. Aplique la ecuación de Nernst a los siguientes sistemas:
a) Zn+2 + 2e-  Zn
b) Fe+3 + 1e-  Fe+2
c) 2H+ + 2e-  H2
d) Cr2O7= + 14H+ + 6e-  2 Cr+3 + 7H2O
e) AgCl + 1e-  Ag + Cl9. Qué entiende por: a) potencial normal del electrodo?; b) puente salino?; c)
Condiciones estándar?; d) Tabla de potenciales redox?
e ) Cuánto vale el E de una pila cuando alcanza su estado de equilibrio ?
10. Calcular la constante de equilibrio de la reacción:
Br2 + 2 Fe+2  2 Br- + 2 Fe+3
conociendo que los potenciales normales de reducción de cada hemireacción son:
Br2 + 2e-  2 BrEº = 1,065 V
+3
+2
Fe + 1e-  Fe
Eº = 0,77 V
11. Calcular la constante del producto de solubilidad de yoduro de cobre (I),
CuI (s)  Cu+ + Idada la siguiente información:
Cu+2 + e-  Cu+;
Eº = + 0,153 V
+2
Cu + I- + e-  CuI (s)
Eº = + 0,86 V
12. a) Un volumen de 30 ml de FeCl3 0.1 M se titula con CrCl2 0.08 M siendo ambas
soluciones 0,1 M en HCl. Calcule el potencial de un electrodo indicador de Pt
después de agregar: 20, 30, 37, 37.5, 38, 45, 60 y 75 ml del titulante.
b) Grafique la curva de titulación.
o
Datos: Eºf(Fe+3/Fe+2)=  0.68 V E f (Cr+3/Cr+2) =  0,384 V
Problemas Propuestos
1 . Se valora una solución de permanganato frente a 0,200 g de As 2O3 puro.
Como es insoluble, previamente se debe realizar su disolución según :
As2O3 + 2 OH

2 AsO2- + H2O
Luego se acidifica para tener la especie HAsO2, que consume 38,10 ml de KMnO4.
Cuál es la normalidad y molaridad de la solución?
2 . Una muestra de 0,814 g de un mineral de estibnita se descompone en ácido, y el
Sb3+ se oxida al estado Sb5+ con 40,0 ml de KMnO4 0,119 N. El exceso de KMnO4
se valora por retroceso con 3,82 ml de una solución estándar de Fe2+ 0,0861 N.
Calcular el % de Sb2S3 en la muestra.
3 . Cúal es el potencial de la hemirreacción de: a) un electrodo de Cd en una solución
0,0100 M en iones Cd+2?; b) Un electrodo de Ni en una solución 0,712 M en iones
Ni+2?
19
4 . El potencial normal del par:
MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn+2 + 4 OH2
Eº = +1,51 V.
Cuál es el valor de dicho potencial si las actividades de las sustancias son 0,1 ?.
A qué atribuye la variación del potencial?. Dicha variación puede generalizarse?
5 . Una muestra de 0,661 g que contiene BaCl2.2H2O fué disuelta y el Ba+2 se precipita
como BaCrO4. Después de la filtración y el lavado, el precipitado fue disuelto en
ácido y el Cr2O7= formado en este proceso, es reducido por la adición de un exceso
de KI. El yodo (I2) liberado es reducido con 37,5 ml de Na2S2O3 0.121 N. ¿Cuál es
el % de BaCl2.2H2O en la muestra?
6 . Una sal ferrosa, cuya concentración es 0,1 M y que está disuelta en medio ácido, se
titula con una solución 0,1 M de ión cérico (Ce+4). Calcular el potencial de un
electrodo inerte en la solución a diferentes intervalos durante la titulación.
20
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
SERIE DE PROBLEMAS N° 5
Tema: Métodos analíticos basados en las reacciones de formación de complejos.
1. Nombre según IUPAC los siguientes complejos:
a) [Co(NH3)6] Cl3
b) [Ag(NH3)2]+
c) [Co(NH3)3(NO2)3]
d) [PtCl6]-2
e) [Fe(CN)6] K3
2. Si M es el ión central y L un ligante, exprese con equilibrios la relación que existe
entre las constantes de formación intermedias, sucesivas o por etapas con las
constantes de formación absolutas globales.
Suponga un índice de coordinación igual a 3.
3. Dé ejemplos de agentes acomplejantes utilizados en química analítica, donde se
ponga de manifiesto el carácter mono ; di; tetra y hexadentado del ligante.
4. a) Determine a pH = 10, las especies de EDTA que predominan, informando sus %.
H4Y  H+ + H3YK1 = 1,00 x 10-2
H3Y-  H+ + H2Y=
K2 = 2,16 x 10-3
H2Y=  H+ + HY-3
K3 = 6,92 x 10-7
HY-3  H+ + Y-4
K4 = 5,50 x 10-11
b) Considerando la valoración a pH = 10 del metal M+2 según:
K MY-2 = 5,01 x 1010
M+2 + Y+4  MY-2
y que:
Y-4 es el 35,5% del EDTA total sin reaccionar
HY-3 es el 64,5% del EDTA total sin reaccionar
Calcule el pM en el punto equivalente de la valoración de 50,00 ml del ión M +2
0,01 M con solución 0,01 de YH2Na2.
5. a) El ojo humano percibe cambios de color en los indicadores metalocrómicos
cuando la relación MIn / HIn-2 = 1 / 10 . En la valoración del metal M+2 del problema
anterior, se sabe que :
M+2 + HIn=  MIn- + H+
K = 7,08 x 10-7
Calcule a pH = 10, el pM del punto final y compare este valor con el del problema 4.
b) El error de titulación debido al viraje del indicador, es por exceso o por defecto?
6. Las titulaciones de Ca+2 y/o Mg+2 con EDTA suelen realizarse con una solución
reguladora de NH3/NH4Cl a pH = 10 ± 0,1, que además contiene cantidades
equimolares de Mg+2 y EDTA (0,01 M). Porqué? Cómo prepararía 250 ml de este buffer
a partir de NH4Cl; NH4(OH); MgSO4.7 H2O y Na2H2C10H12O8N2. 2 H2O?
21
7. Se prepara un patrón de CaCl2 disolviendo 0,200 g de CaCO3 en HCl y antes de
enrasar a 250 ml se expulsó el CO2 por ebullición. Una alícuota de 25,0 ml de CaCl2 se
usa para titular EDTA a pH = 10 y se gastan del acomplejante 22,62 ml. Calcule la
molaridad del EDTA.
8. Una alícuota de 50,0 ml de agua dura requirió 19,80 ml de la disolución de EDTA del
problema anterior. Expresar la dureza del agua en partes por millón de CaCO 3.
9. Una muestra que pesa 0.9278 g contiene CaCO3. Se disolvió en 250 ml HCl y se
calientó para eliminar el CO2. Una alícuota de 50 ml fue titulada con una solución de
EDTA 0.01 M a pH = 10, gastándose 15 ml en el punto final de NET. Calcule el
porcentaje de CaCO3 presente en la muestra.
10. Discuta con equilibrios el fundamento de:
a) Determinación directa de Mg+2.
b) Determinación de Ca+2 por sustitución.
c) Determinación de Ca+2 y Mg+2 juntos.
d) Determinación de Ca+2 por retroceso.
e) Determinación indirecta de Mg+2.
11. Una muestra de 0,8682 g de un mineral que contiene Ca +2 y Mg+2 fue disuelta en
500 ml de agua.
Una alícuota de 50 ml fue titulada con EDTA 0,01 M a pH = 10 empleando NET como
indicador. El volumen gastado en la titulación fue de 12 ml.
Otra alícuota de 50 ml fue titulada con la misma solución de EDTA a pH = 11,5,
empleando CALCON como indicador y gastando en la titulación un volumen de 4 ml.
Calcule el % de Ca y Mg en la muestra, expresados como carbonato de calcio y
carbonato de magnesio.
QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL
SERIE DE PROBLEMAS N° 6
22
CODIGO: 2211
QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL
SERIE DE PROBLEMAS N° 6
CODIGO: 2211
Tema: Métodos espectrofotométricos de análisis: UV-Visible
1) a) Que región del espectro electromagnético (rango de longitudes de onda)
comprende la Espectroscopia UV y cual la Visible?
b) Que tipo de transiciones se encuentran involucradas en esta región de energía?
c) Realice un diagrama en bloques de un espectrofotómetro, de simple haz y describa
c/u de las partes que lo componen y diga que función cumplen
d) De que material deben ser las celdas que se utilizan en la zona del UV y en la zona
del Visible?
2) a) Qué entiende por curva espectral o espectro de una sustancia?
b) Dada la siguiente curva espectral, indique cuál de las longitudes de onda indicadas
es la más conveniente para el análisis de la sustancia. J.S.R.
A
l3
l1 l 2
l4
l (nm)
c) Qué entiende por curva de trabajo, cómo la obtiene y para qué sirve?
3) Discuta el error instrumental espectrofotométrico. Considere que la mayoría de los
equipos comerciales poseen un error absoluto en las lecturas del %T del 1%. Además,
estime en forma aproximada los errores relativos % en Absorbancia, [ A / A] x 100 , de
las mediciones : 5 % T ; 35,8 % T ; 95 % T ; suponiendo que los valores verdaderos
son 6% T ; 36,8 % T ; 96 % T.
4) La Tabla siguiente da los valores experimentales de la Absorbancia de soluciones de
K2Cr2O7 a distintas concentraciones, obtenidas a 425 nm.
A
C (mol/l)
0,070
0,20x10
0,50
-3
1,23x10
1,0
-3
a) Grafique la curva de trabajo
23
2,40x10
1,25
-3
3,1x10
-3
b) Si el espesor de la cubeta es 1 cm, calcule a y .
c) Cuál es la concentración en moles/litro de una muestra de K 2Cr2O7 si la absorbancia
a 425 nm es de 0,8 (Utilice tanto un procedimiento gráfico como analítico a partir de la
pendiente de la curva de trabajo).
5) La sustancia coloreada M tiene un pico de absorción a 405 nm.
Una solución de 3,00 mg/l tiene una A=0,842 en una cubeta de 2,5 cm. El PM de la sustancia es
de 150 g/mol.
a) Calcular a y  de M a 405 nm.
b) Qué masa de M hay en 100 ml de una solución que tiene una A=0.760 a 405 nm,
cuando es medida en una cubeta de 1 cm?
6) La absortividad molar del ácido benzoico (PM =122,1 g/mol) en metanol a 275 nm es
1950 cm-1M-1. Si se desea usar una absorbancia que no exceda de 1,25, qué valor
máximo de concentración en g/l se puede emplear utilizando una celda de 2 cm?.
7) Es necesario determinar 1x10-6 % de Cu en materiales semiconductores. ¿Qué valor
de absortividad mínimo debe tener el compuesto complejo de cobre que se determina
por el método espectrofotométrico, si la porción pesa 1 g, el volumen final de la
muestra que se determina es de 5 ml, el largo de la cubeta es de 5 cm y el valor
mínimo admisible de la absorbancia es de 0,020?
8) Una muestra de 500 mg que contiene un compuesto coloreado X es disuelta y
diluida a 500 ml. La absorbancia de una alícuota de ésta solución, medida a 400 nm en
una celda de 1,00 cm es 0,900.
10,0 mg de X puro se disuelve en 1 litro del mismo solvente y la absorbancia medida en
una celda de 0,10 cm a la misma longitud de onda es 0,300.Cuál es el % de X en la
primera muestra?
9) Explique cómo puede aplicarse la Ley de Lambert y Beer para determinar la
concentración de los componentes en una mezcla de KMnO4 y K2Cr2O7 si las curvas
espectrales son las siguientes:
A
350
525
l (nm)
10) Se analizó una muestra de dos componentes por espectrofotometría. El compuesto
A presenta una banda de absorción máxima a l1 pero no absorbe a l2 (l1 es menor
que l2). El compuesto B tiene un máximo a l 2 y también absorbe a l1. En
consecuencia, se realizaron tres curvas de trabajo y mediciones de Absorbancia de la
24
mezcla, de lo que resultan los datos siguientes:
l
l
l
A 1 x b = 2850 l/mol, B 1 x b = 1350 l/mol, B 2 x b = 2500 l/mol
A total(l1) = 0,444, A total(l2) = 0,400
Calcule la concentración molar de los compuestos A y B presentes en la mezcla.
Guía: Dibuje primero los espectros de A y B solapados en un gráfico tentativo de
Absorbancia en función de la longitud de onda. Luego plantee el sistema de ecuaciones
que corresponda.
Propuestos
11) El compuesto -caroteno fue extraído de 10 g de hojas verdes y diluido a un
volumen final de 250 ml. Una muestra del mismo presentó una absorbancia de 0.3 a
una l = 490 nm empleando una celda de 1 cm. Calcular el porcentaje de -caroteno en
las hojas, conociendo que 490(-caroteno) = 100.000 M-1 cm-1 y el PM (-caroteno) =
537 g/mol.
12) El Rojo de Metilo, el cual se utiliza como Indicador en titulaciones Acido-Base, en
solución acuosa es un “zwitterion”. La forma acida (HMR) de color Rojo y la forma
básica (MR-) de color amarillo se encuentran en equilibrio, el cual puede representarse
como:
HMR
H+  OHMR- +H+
Si una solución de rojo de metilo, de pH = 5,45, presenta los siguientes valores de
transmitancia: % T(430 nm) = 50% y % T(520nm) = 70 %, calcule las concentraciones de la
formas acida y básica del colorante, teniendo en cuenta los siguientes datos:
 (430nm) M-1 cm-1
 (520 nm) M-1 cm-1
Forma acida
2700
38400
Forma básica
18600
2000
25
13) Determinación espectrofotométrica de alcohol en sangre
El compuesto nicotinamida-adenin dinucleotido, abreviado NAD, es una coenzima
biologica importante que participa en muchas reacciones redox catalizadas por
enzimas en el metabolismo celular. Para la forma oxidada de dicho compuesto
utilizamos NAD+ y para la forma reducida NADH. A continuación se presenta una tabla
con las longitudes de onda donde absorbe cada compuesto y sus correspondientes
valores de coeficientes de extinción molar:
 (260 nm) M-1 cm-1
 (340 nm) M-1 cm-1
NAD+
18000
0
NADH
14400
6220
a) En base a la información anterior dibuje los espectros de absorción correspondientes
Por lo general, las reacciones redox donde participa NAD son muy lentas, a menos que
esten catalizadas, y la enzima que las cataliza tiene una gran selectividad al permitir
que solo uno de los componentes de una mezcla compleja interaccione con el sistema
NAD a una velocidad apreciable. Por ejemplo la enzima alcohol deshidrogenasa
cataliza la siguiente reaccion:
CH3CH2OH +
NAD+ == NADH + CH3CHO + H+
Despues de un accidente automobilistico se llevo al laboratorio a un individuo para
ealizarle una prueba de alcohol en sangre. El laboratorio tomo una muestra de sangre,
por centrifugacion separo el plasma de las celulas y pipeteo 0,20 ml de plasma en un
matraz volumetrico. Se adiciono un amortiguador de pH=7 seguido por un gran exceso
de NAD+ y un poco de enzima alcohol deshidrogenasa. Despues de unos cuantos
minutos, la solucion se diluyo exactamente a 25 ml y se midio la absorbancia a 340 nm
en una celda de 1 cm. El valor obtenido fue de 0,986b) Calcule la concentración de alcohol (PM=46,1 gr/mol) en miligramos por 100 ml de
plasma sanguineo. Rta: 91 mgr/100ml
26
QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL (2211)
SERIE DE PROBLEMAS Nº 7
Tema 7: IR y Fluorescencia
1) Esquematice un diagrama que muestre en forma simplificada, los niveles de energía
de una molécula típica,
a)
discuta las posibles transiciones como consecuencia de la interacción de la luz
con la molécula.
b)
Que niveles energéticos se encuentran involucrados y que tipo de transiciones
se encuentran involucradas en la Absorción en la zona del IR?
c)
Que región del espectro electromagnético (rango de longitudes de onda y/ rango
de números de onda) corresponde al IR?
2) a) Que se representa normalmente en un espectro de Absorción infrarrojo?
b) De que material deben ser normalmente, las celdas utilizadas para espectroscopia
IR?
c) Con que fines se utiliza la espectroscopia IR?
3) Cuantos modos fundamentales de vibración tiene el HCN? Predecir cuales de esos
modos serán activos en el IR.
4) En el espectro IR del 1-octeno, identifique y discuta las bandas correspondientes a
=C-H Vibración de alargamiento (stretching), C=C Vibración de alargamiento
(stretching), =C-H Vibración de flexión (bending)
27
5) Dado el espectro IR de un alcohol, identifique y discuta las bandas correspondientes
al:-OH Vibración de alargamiento, C-O Vibración de alargamiento C-OH Flexión en el
plano, C-OH Flexión fuera del plano. 22--ooccttaannooll
6) Se tiene el siguiente espectro IR, se desconoce a que compuesto corresponde pero
se sabe que podría deberse a: un alcohol, a un aldehído o a una cetona. Teniendo en
cuenta: los grupos funcionales presentes en cada uno de los compuestos mencionados
y la región en donde estos grupos presentan normalmente sus bandas IR
28
características, identifique a que grupo funcional puede deberse cada banda presente
en el espectro IR y discuta a que compuesto podría deberse dicho espectro.
Problemas Propuestos
7)
8)
29
9)
30
31
Fluorescencia
10) Explique, a través de un grafico de diagrama de energía simplificado, como se
produce el fenómeno de excitación y el de emisión fluorescente de una molécula
11) Dibuje un diagrama en bloques de un espectrofluorometro. Que diferencias
fundamentales existen con un espectrofotómetro de Absorción? Que característica
tienen las celdas que se utilizan para fluorescencia y de que material deben ser? Que
técnica presenta mayor sensibilidad para una determinación cuantitativa: la
espectroscopia de Absorción o la de fluorescencia?
12) a) Explicar la diferencia entre un espectro de emisión fluorescente y un espectro de
excitación fluorescente. Cual se parece mas a un espectro de absorción?
b) Como se obtiene, instrumentalmente, cada uno de ellos?
c) Dibuje un espectro de excitación, seleccione una longitud de onda adecuada para la
excitación y dibuje un espectro de emisión para un compuesto hipotético.
13) La intensidad de fluorescencia de una muestra puede ser proporcional a la
concentración de la sustancia fluorescente o bien proporcional a la intensidad de la
lámpara del instrumento.
a) Explique en que casos, es decir en que condiciones experimentales, se da cada una
de las dos situaciones mencionadas?
b) Que situación es la requerida en caso de realizarse un análisis cuantitativo?
14) La forma reducida del dinucleótido adenina nicotinamida (NADH) es una coenzima
altamente fluorescente. Tiene un máximo de absorción a 340 nm y un máximo de
emisión a 465 nm. Una serie de soluciones estándar de NADH dieron las siguientes
intensidades de fluorescencia:
Conc. De NADH
mol/l
0.100
0.200
0.300
0.400
0.500
0.600
0.700
If
2.24
4,52
6,63
9,01
10.94
13.71
15.49
a) Construya la curva de calibración para el NADH
b) Una solución problema que contiene la mencionada coenzima, presenta una If de
12.16. Calcular la concentración de NADH?
15) La quinina es una sustancia fluorescente que podemos encontrar presente en las
gaseosas, en particular en el agua tónica. Se desea determinar el contenido de quinina
en una gaseosa, para lo cual se procedió experimentalmente del siguiente modo:
Se preparo una curva de calibración de intensidad de fluorescencia, I f , a 450 nm vs.
32
Concentración de Quinina con 5 soluciones de sulfato de quinina de concentración
conocida. Dichas soluciones se prepararon diluyendo distintos volúmenes (V x) de una
solución stock de sulfato de quinina que contiene 15 ppm hasta 10 ml; según se
muestra en la siguiente tabla:
Vx (ml)
If (u.a)
0.2
18,5
0.4
37.0
0.6
50.6
0.8
61.8
1.0
68.5
Cual es el contenido de Quinina de una bebida gaseosa, cuya intensidad de
fluorescencia, determinada en idénticas condiciones, es de 46.
33
QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL CODIGO: 2211
SERIE DE PROBLEMAS de REPASO
Tema: Espectrofotometría UV-Visible, IR Y FLUORESCENCIA
1) Diga cual o cuales de los siguientes enunciados son verdaderos:
a) La absorción en la zona del IR involucra transiciones electrónicas
b) La fosforescencia es un proceso que se produce desde un estado excitado
singlete al estado fundamental
c) La espectroscopia UV_Visible sirve para identificar compuestos
d) La fluorescencia es un proceso que se produce desde un estado excitado
singlete al estado fundamental
e) La espectroscopia IR sirve para identificar compuestos
f) La intensidad de fluorescencia (If) es proporcional a la concentración en
cualquier condición
g) La determinación de la absorbancia es un medida directa
h) Los procesos de conversión interna, relajación vibracional y cruzamiento entre
sistemas son radiativos.
2) El indicador acido/base HIn experimenta la siguiente reacción en solución acuosa
diluida:
HIn (color 1)== H + + In-( color 2).
Se obtuvieron los siguientes datos de absorbancia para una disolución 5,00 x 10 -4 M de
HIn en NaOH 0,1 M y HCl 0,1 M. Las medidas se hicieron a la longitud de onda de 484
nm y 625 nm con cubetas de 1,00 cm:
0,1 M NaOH: A485 = 0,052 A625 = 0,823;
0,1 M HCI: A485 = 0,454 A625 = 0,176.
En la disolución de NaOH, básicamente todo el indicador estaba presente como In -; en
la disolución ácida, estaba todo en forma de HIn.
(a) Calcular las absortividades molares para In- y HIn a 485 y 625 nm.
Rta: a 485 nm: In = 104;  HIn= 908
a 625 nm: In = 1646;  HIn= 352
(b) Calcular la constante de disociación para el indicador si un buffer de pH 5,00 que
contiene una pequeña cantidad de indicador presenta una absorbancia de 0,472 a 485
34
nm y 0,351 a 625 nm (cubetas de 1,00 cm), K= 2.07 x 10-6
(c) Cual es el pH de una disolución que contiene una pequeña cantidad del indicador y
que presenta una absorbancia de 0,530 a 485 nm y 0,216 a 635 nm (cubetas de 1,00
cm)? Rta: 3.735
3) Los siguientes volúmenes: 0.00, 4.00, 8.00 y 12.00 ml de una solución que contenía
1.10 ppm de Zn+2 se pipetearon en embudos de decantación conteniendo cada uno
5.00 ml de una solución de Zn+2 desconocida. Cada uno de ellos fue extraído con tres
alícuotas de CCl4 que contenia un exceso de 8-hidroxiquinoleina. Los extractos se
diluyeron a 25 ml y se midió la fluorescencia con un fluorometro. Los resultados fueron:
ml de Zn+2 est
If
0.00
6.12
4.00
11.16
8.00
15.68
12.00
20.64
a) Representar los datos
b) calcular la concentración de Zn+2 en la muestra
4) Se muestran en la figura dos espectros de IR. Uno se corresponde al espectro del
ciclohexano, y el otro con el ciclohexeno. Identifique razonadamente cada IR con su
compuesto y asigne a que se deben las bandas mas importantes.
35
36
QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL (2211)
SERIE DE PROBLEMAS Nº 8
Cromatografía
1) a) Que entiende por Cromatografía?; Fase estacionaria y Fase móvil?
b) Que tipo de interacción o clases de equilibrios pueden estar involucrados en los
procesos cromatográficos?
c) mencione los dos tipos más importantes de cromatografía en columna y diga cual
es la fase móvil y cual la estacionaria en c/u de ellas.
2) Cuales son los parámetros fundamentales en cromatografía que le permiten:
a)
Identificar un compuesto y
b)
Cuantificar la cantidad de dicho compuesto.
c)
Dibuje un cromatograma y muestre dichos parámetros para un compuesto
hipotético.
3) En un cromatógrafo de gases, se inyecta una mezcla de benceno, tolueno y metano.
El metano da un pico intenso a los 42 seg., mientras que el benceno se eluye a 251
seg. y el tolueno a 333 seg. Hallar:
a)
el factor de capacidad de cada soluto y
b)
el o los (¿?) factores de selectividad () o retención relativa de los dos solutos.
c)
Para que sirven estos factores?
4) a) Esquematice en un diagrama en bloques, un cromatógrafo de gases (GL). b)
Describa la función principal de cada componente.
c) Que condición de temperatura debe reunir el “block” de inyección, respecto a la
muestra a inyectar?
d) Cuales son las diferencias fundamentales entre un cromatógrafo GL y uno de
HPLC?
5) A continuación se dan las áreas relativas para los cinco picos que corresponden al
cromatograma:
obtenidos por cromatografía de gases. También se indican las respuestas relativas
del detector para los cinco compuestos. Calcular el porcentaje de cada componente
37
en la mezcla.
Compuesto
Area de pico
relativa
Respuesta de
detector relativa
1
2
3
4
5
27,6
32,4
47,1
40,6
27,3
0,70
0,72
0,75
0,73
0,78
6) En un TP de Laboratorio, se analizo una muestra problema, mezcla de
hidrocarburos, por cromatografía G-L y se obtuvo un cromatograma que presenta tres
picos, los cuales aparecen a (1) 90 seg, (2) 150 seg y el tercero a los 285 seg. Se sabe
que en la mezcla problema pueden estar presentes los siguientes compuestos o alguno
de ellos: octano, tolueno, xileno, benceno, por lo cual se realizaron los cromatogramas
de c/u de estos hidrocarburos en las mismas condiciones en las que se realizo el de la
mezcla. Se obtuvieron los siguientes tiempos de retención (tR) para c/u de ellos: xileno
283 seg; octano 40 seg, tolueno 147 seg; y benceno 88 seg.
a) Identifique a que compuesto corresponden c/u de los picos obtenidos en el
cromatograma de la muestra problema.
b) Asimismo, se deseaba cuantificar el contenido del compuesto que corresponde al
pico (2) en la muestra problema; para lo cual se prepararon una serie de soluciones a
partir del compuesto puro, cuyas concentraciones y alturas de pico (hp) se detallan a
continuación:
Concentración (M)
hp (cm)
0,939
5,3
1,408
7
1,878
9
2,35
10,5
i) Grafique la curva de calibración correspondiente
ii) Cual era la concentración de dicho compuesto en la muestra problema, si la hp (2)
en la mezcla era de 6 cm?
7) En que consiste el Método del estandar interno y para que sirve?
Se desea realizar un análisis cuantitativo de Clorobenceno (CB) en acetona por CG,
utilizando tolueno (T) como estandar interno. Se procede de la siguiente manera:
Se preparan 4 soluciones patrones (de 25 ml) conteniendo CB y T en acetona, según la
siguiente tabla
Patrón
Vol. T (ml)
Vol CB (ml)
[CB] (M)
1
0,6
0,6
2
0,6
0,8
3
0,6
1,2
4
0,6
1,4
Datos:
Densidad CB: 1,11 gr/ml, PM CB: 112,56 gr/mol; Densidad T: 0,867 gr/ml, PM T: 92
gr/mol
Calcule la concentración de CB en las soluciones patrones
38
Luego de la inyección en el cromatógrafo GL de c/u de los patrones y de la muestra
problema, se obtuvieron las áreas de los picos:
Patrón
AreaCB
AreaT
AreaCB/ AreaT
1
1,14
1,89
2
2,38
0,83
3
8,94
0,85
4
12,67
0,83
Muestra
5,38
problema
Con la información disponible, calcule la concentración de CB en la muestra problema.
8) Se analizo una solución proveniente de una muestra de miel por cromatografía
HPLC, con detector electroquímico y se obtuvieron los siguientes resultados, ya
procesados por el equipo: (A: área)
Glucosa: tr: 7,85 min,
A: 2022
Fructosa: tr: 8,93 min,
A: 2709
Sacarosa: tr: 11,55 min, A: 1700
Calcule el % de Glucosa, fructosa y sacarosa en la solución.
39
Trabajos Prácticos
de Laboratorios
40
Errores de material volumétrico y balanzas
Matraces
Buretas
Pipetas doble
aforo
Balanzas
Volumen(ml)
1000
500
250
100
50
25
50
25
5
2
50
25
10
5
Error absoluto
0.30
0.15
0.10
0.08
0.05
0.03
0.020
0.010
0.005
0.005
0.020
0.015
0.010
0.005
0.0001 g
0.0001 g
41
Error abs. total
0.30
0.15
0.10
0.08
0.05
0.03
0.04
0.02
0.01
0.01
0.04
0.03
0.02
0.01
Pesada simple
0.0001 g
Pes. por diferen.
0.0002 g
ESTRUCTURA DEL INFORME
Título:
Se debe indicar en el encabezado la asignatura, el Nº y Nombre del práctico de laboratorio.
Fecha:
Se debe indicar la fecha de realización del práctico.
Autores:
Nombres de los integrantes del grupo o personas que realizaron el análisis.
Introducción
En esta sección se presentan los objetivos específicos y se describe el tema sobre el que trata la
investigación, así como también los conceptos principales que servirán de base en el desarrollo.
Por otra parte, el autor incluye todos los datos necesarios para sitiar al lector y hacer más comprensible
la lectura del texto; como por ejemplo, por qué se llevó a cabo la investigación y qué se intenta modificar
o explicar a través del trabajo. [Error! Bookmark not defined.]
¡NOTA!: Como generalmente la introducción al tema se encuentra incluida en las clases teóricas o en las
guías de Trabajos Prácticos, el informe a presentar luego de cada laboratorio tendrá el titulo
OBJETIVOS.
Desarrollo
Esta sección suele dividirse en los siguientes Subtítulos:
1.
Parte Experimental:
Se nombran las técnicas utilizadas y las condiciones experimentales. Se debe incluir también
tipo, marcas, y parámetros de de los equipos utilizados. Similar consideración debe tenerse con los
reactivos y muestras, indicando procedencia, pureza, etc.
Se debe informar todas las mediciones realizadas (pesos, volúmenes, presión, temperatura,
etc.), que se realizaron para realizar el experimento, indicando el error cada una.
Se presentan las ecuaciones utilizadas en los cálculos y las ecuaciones químicas involucradas
identificándolas con un número.
2.
Resultados y Discusión:
Es aquí donde se exponen los datos obtenidos o recolectados. El investigador organizará la
información reunida relacionando la bibliografía, valores esperados o introduciendo aquellas referencias
que resulten importantes para el análisis [Error! Bookmark not defined.]. Se describen las figuras,
gráficos y tablas. Es bueno agregar algún comentario o discusión sobre los resultados, en especial si el
práctico consta de varias partes o ítems. Siempre es importante, para el análisis, identificar si se han
cometido errores en los procedimientos y su relevancia sobre los resultados obtenidos.
Conclusiones
Aquí se resumen los datos más importantes que se desarrollaron en el cuerpo del trabajo, sin agregar
información nueva. En general, se trata de una sección breve en la que el autor incluye alguna valoración
personal del trabajo realizado o sobre el tema tratado, y permite al lector saber cuál es la postura del
investigador [Error! Bookmark not defined.]. En esta sección se plantea si se han alcanzado los
objetivos y/o las dificultades encontradas.
TABLAS:
Cuando se tienen muchos datos que deben compararse, a veces es necesario incluir tablas para brindar
la información claramente. Las tablas deben identificarse con un título, (y numero si hay varias), para
poder ser referenciada en el texto. El titulo de la tabla debe indicar el tipo de información contenida. Las
tablas se dividen en columnas (verticales) y filas (horizontales) y se recomienda separar las distintas
categorías e indicar las unidades. En la parte inferior y separada de los datos, pueden incluirse algunas
referencias, o consideraciones especiales de un dato en particular.
Ejemplo
Tabla 1: Variación en la concentración de los compuestos NN y P en función de la temperatura.
Compuesto
Temperatura (ºC)
Volumen (mL)
Concentración (M)
NN
20
22,5
55
42
NN
100
36
P
20
22,5
P
100
30
A1
20
15
1Reportado por Simpson H.J.,Radiactive Research, 2000, 15, 65
46
36
26
25
FIGURAS o ESQUEMAS: Pueden tener un título o un epígrafe donde se explica el gráfico, como se
muestra en le siguiente ejemplo.
Bureta con HCl
Soporte de
Bunsen
Erlenmeyer con
NaOH
Figura 1: equipo utilizado en la titulación de NaOH con HCl 0,1 M
GRÁFICOS:
Al igual que las tablas y figuras deben llevar un título y número. A veces se los considera como figuras.
Como se ve más abajo, el gráfico debe tener la leyenda en cada uno de los ejes y las unidades
correspondientes. En la medida de lo posible se incluirá el error asociado con cada punto. Si se
representa más de un juego de datos, se debe incluir una leyenda que indique que puntos pertenecen a
cada medición. Alternativamente esta información puede ponerse en un epígrafe por debajo del gráfico.
ALGUNAS CONSIDERACIONES PARA LA REALIZACION DE GRAFICOS

Selección de escalas: Se debe tener cuidado de elegir una escala apropiada para los ejes de
forma que la información se muestre clara y no amontonada en una región del gráfico
2,0
1,4
0,5
1,2
Absorbancia a l=450 nm
Nombre del Eje Y (unidades)
1,0
0,0
1
2
3
4
5
6
0,6
0,5
0,4
NO
0,3
Curvas de Calibración
1,6
NO
1,5
0,2
1,0
0,8
0,6
0,4
Compuesto NN
Compuesto P
0,2
0,1
0,0
0
5
10
15
20
0
1
3
4
5
6
Conc. del compuesto NN (M)
Nombre del Eje X (unides)
MAL seleccionadas las escalas

2
Diferencias entre extrapolar e interpolar
43
7
8
9
Extrapolar
Interpolar
Extrapolación del
comportamiento lineal
0,6
0,5
Zona de Medidas
Experimentales
Valor determinado
experimentalmente
0,4
0,3
0,2
0,1
1
Zona o rango donde no existen puntos
experimentales
2
3
4
5
6
Valor obtenido al interpolar en
la regresión lineal
 Interpretación física o química de las medidas experimentales y los gráficos.
Se debe prestar mucha atención a que se está graficando y cual es la forma esperada. Por ejemplo,
si está representando gráficamente datos como por ejemplo la Ley de Lambertrecuerde que esta ecuación se corresponde a una ecuación lineal, y = a.x, que no posee ordenada al
origen, por lo tanto, por más que un programa de ajuste, de el mejor coeficiente de correlación con
una ordenada distinta de cero, esto no tiene sentido físico, debe obligarla a pasar por cero.
INFORME MODELO
ASIGNATURA (2211)
TRABAJO PRÁCTICO Nº#: Titulaciones Ácido-Base.
Fecha: dd-mm-aaaa
Integrantes: Juan Pérez
OBJETIVOS
Conocer la técnica de titulación volumétrica y determinar la concentración de una base
conocida (NaOH).
INTRODUCCIÓN
Se usó el procedimiento indicado en la guía de trabajos prácticos [ i]. Una solución de
NaOH de concentración desconocida se tituló con una solución ácida de HCl 0,1M
considerando la reacción ácido base de la ecuación (1), que lleva ala formación de sal
y agua, dando una solución neutra al tener cantidades equivalentes de cada reactivo.
NaOH(ac)  HCl(ac)  NaCl (ac)  H 2O(l )
(1)
PARTE EXPERIMENTAL
Reactivos: Todos los reactivos usados se obtuvieron de Laboratorios Chicarelli.
Titulación de una solución de NaOH con HCl 0,1M
Se colocaron (25,0 ±0,1) mL de una solución de NaOH en una bureta. Por otro lado en
un erlenmeyer de 250 mL, se vertieron (25,0±0,1) mL de una solución de HCl
(0,10±0,01) M y se le agregaron 4 gotas de fenolftaleína como indicador Ambas
soluciones son incoloras y de apariencia límpida. La concentración de la solución
básica se obtendrá por medio de la ecuación (2). Donde M a y Mb son las
concentraciones del ácido y la base respectivamente. Así mismo que y V b representan
el los volúmenes usados de
a
b
a
b
44
son los errores absolutos de cada medición.
Vb  Mb  Va  Ma
M b M a Vb Va



Mb
Ma
Vb
Va
(2)
(3)
RESULTADOS
Con el agregado de (12,5 ±0,1) mL de la solución de NaOH, a la solución ácida cambió
su aspecto incoloro a un tono o fucsia., indicando que se ha llegado al punto final de la
titulación. Por medio de las ecuaciones (2) y (3) se calculó la concentración de base.
Mb 
Va  M a
Vb
0,1M  25mL
12,5mL
M b  0,2
Mb 
 M a Vb Va 
  Mb
M b  


Vb
Va 
 Ma
0,1m L
0,1m L 
 0,01M
M b  


  0,2000
 0,1M 12,5m L 25,0m L 
M b  0,0224  0,02
Así se determinó que la concentración de la solución de Hidróxido de Sodio (NaOH) es
de (0,20±0,02) M.
CONCLUSIONES
En el presente trabajo práctico se pudo determinar apropiadamente la concentración de
la solución de hidróxido de sodio. El valor obtenido es acorde con los resultados
obtenidos por otros grupos de la comisión, como se puede observar en la Tabla 2.
Aunque la guía de trabajos prácticos indica poner sólo 2 gotas de indicador, fue
necesario duplicar esta cantidad para observar un nítido cambio de color en el punto
final de la titulación.
Tabla 2: Concentración de la solución de NaOH, determinada por los diferentes
grupos del curso.
Volumen de NaOH agregado
Grupo
Concentración (M)
(mL)
A
12,5±0,1
0,20±0,02
B
11,0±0,1
0,23±0,03
C
12,4±0,1
0,20±0,02
45
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
TRABAJO PRACTICO Nº 1
Tema: Volumetría ácido - base.
Cuestionario
1) Qué requisitos debe reunir una reacción química para ser empleada en
Volumetría con fines cuantitativos ? Cuál es el error relativo % máximo tolerado en
Volumetría ?
2) Qué entiende por neutralización?
3) En qué consiste la volumetría ácido-base?
4) Qué entiende por drogas patrones primarias y secundarias ó estándares
primarios o secundarios?
5) Dé algunos ejemplos de drogas patrones primarios para valorar ácidos y
bases.
6) Porqué se debe pesar los patrones sólidos por diferencia?
7) Qué entiende por punto equivalente y punto final de una titulación?
8) Qué entiende por error de titulación?
9) Qué condiciones debe reunir un indicador ácido-base, para que el error de
titulación sea mínimo?
TRABAJO PRACTICO
Experiencia I: Valoración de HCl 0,4 M con Na2CO3 patrón.
a) CALCULOS PREVIOS
1) Cuántos ml. de una solución de HCl de densidad,  = 1,16 g/cm3
y
concentración 33 % P/P son necesarios para preparar 100 ml de solución 0,4 M.
2) Cuántos gramos de Na2CO3 anhidro se deben pesar para
gastar
aproximadamente 20 ml. de solución de HCl 0,4 M, si se utiliza heliantina como
indicador.
b) INDICACIONES GENERALES:
1) Lavar cuidadosamente el material a utilizar. En el caso particular de que la
bureta tenga robinete de vidrio, secar la llave con papel de filtro, lubricarla con pequeña
cantidad de grasa, evitando que penetre en el orificio de desagote. Por lo general,
actualmente los robinetes son de TEFLON  (polímero inerte de politetrafluoretileno ).
2) Antes de emplear la bureta con una determinada solución, enjuagarla tres
veces con una pequeña porción de la misma, con lo que se evita el secado.
En el caso de una pipeta se la seca por fuera con papel de filtro y se aspira dos
o tres veces pequeñas porciones de la solución; se la hace rotar y se desechan esas
porciones.
3) Al enrasar la bureta, verificar la ausencia de burbujas de aire en
el pico.
4) Colocar una hoja de papel blanco debajo del erlenmeyer en que se efectúa
la titulación; se podrá observar así mas nítidamente el viraje del indicador.
c) PROCEDIMIENTO
1) Preparar 2 l de solución de HCl 0,4 N.
2) Pesar al 0,1 mg por diferencia y con el mínimo manipuleo la cantidad de
Na2CO3 calculada y colocarla en un erlenmeyer.
46
3) Se disuelve el Na2CO3 pesado, en aproximadamente 20 ml de agua
destilada y se agregan dos gotas de heliantina.
4) Colocar la solución de HCl en una bureta previamente enjuagada con la
solución y realizar la titulación.
Durante la titulación conviene agitar constantemente el erlenmeyer y,
especialmente, en las cercanías del punto final, para evitar la acumulación de CO 2 ;
cuidando además disminuir la velocidad de escurrimiento al aproximarse al punto final.
Antes de este punto conviene lavar las paredes del erlenmeyer con unos chorros de
agua (con la pipeta) para evitar que quede ácido en las mismas.
Recordar que el viraje del indicador se produce por el agregado de una o dos
gotas de ácido en exceso respecto al punto de neutralización, por lo tanto, esta etapa
de la titulación debe ser efectuada con sumo cuidado.
Se puede comparar el color del viraje con el alcanzado por el del ensayo en
blanco, obtenido con 40 ml. de agua e igual cantidad de indicador a la usada
anteriormente y adición de las gotas de solución ácida necesarias. Del volumen total,
se resta éste pequeño volumen.
INFORME:
TITULACION DE HCl
Masa de pesafiltro (g)
Masa de pesafiltro + Na2CO3 (g)
Masa del Na2CO3 (g)
Volumen de solución de HCl gastado (ml)
Concentración de la solución de HCl (molar)
Concentración de la solución de HCl (normal)
Concentración de la solución de HCl (g/l)
Experiencia II: Determinación de Alcalinidad en aguas.
La alcalinidad se debe a los HCO3-, CO3= y OH- que pueda contener el agua
natural o tratada. Se determina por titulación con una solución valorada de un ácido
mineral fuerte hasta los puntos sucesivos de equivalencia de HCO3- y CO2 ; ya sea
electrométricamente (potenciometría) o mediante indicadores.
El indicador fenolftaleína ( viraje entre pH 8,0 y 9,6 ) permite determinar la
alcalinidad atribuible a los equivalentes de OH- y los equivalentes de CO3= (bases
fuertes en agua ), mientras que para determinar la alcalinidad total (HCO 3-, CO3=, OH-)
se deben elegir indicadores que viren en el rango de pH entre 4 y 5 (heliantina).
Las titulaciones de alcalinidad a la fenolftaleína y de alcalinidad total, son de
utilidad para calcular la dosis de productos químicos que se requieren en el tratamiento
de aguas naturales.
PROCEDIMIENTO
1) Alcalinidad a la fenoftaleína: agregue dos gotas de fenolftaleína a
50 ml de muestra y titule con ácido cloríhidrico estándar 0,4 N sobre fondo blanco hasta
el color correspondiente al de fenolftaleína a pH = 8,3.
2) Alcalinidad total con heliantina: Agregue dos gotas del indicador a 50 ml de
muestra y titule sobre fondo blanco con HCl estándar hasta el viraje de anaranjado (pH
= 4,6) a rosado (pH = 4,0).
47
3) Calcule la alcalinidad por OH- , alcalinidad por CO3= y alcalinidad por HCO3-.
Exprese todos los resultados en mg % de CaCO3.
Cálculos de Alcalinidades individuales
Volúmenes de
ácido patrón
Fe = 0
2 Fe < He
2 Fe = He
2 Fe > He
Fe = He
Alcalinidad por
OH0
0
0
[2 Fe - He]
Fe ó He
Alcalinidad por
CO3=
0
2Fe
2Fe
[2(He - Fe)]
0
Alcalinidad por
CO3HHe
[He - 2Fe]
0
0
0
En ausencia de otras bases distintas a las señaladas, la interpretación de la
Tabla es la siguiente :
a) Fe = 0 significa que no hay bases fuertes en el medio, como el OH - ó el CO3=.
Sin embargo, en la muestra con He se obtiene un volumen de ácido para virar el color
del indicador. Esto se debe a la presencia de HCO 3- y por lo tanto el cálculo se efectúa
con la ecuación :
VHe x N ácido = m / P.eq., donde la masa obtenida es de Bicarbonato. Convertida en
mg, y referida a 1000 ml de muestra , se obtienen ppm de HCO 3- ó de CaCO3 según
qué peso equivalente se utiliza.
b) 2 Fe < He : si el doble del volumen gastado hasta Fe resulta menor que el de
He, la muestra contiene CO3= y HCO3- . El cálculo de CO3= se puede efectuar con VFe
x N ácido = m / P.eq.= m / PM CO3= ó bien con la ecuación 2VFe x N ácido = m / P.eq.=
m / PM CO3=/ 2, donde los pesos equivalentes son de CO3=. La masa convertida en
mg, y referida a 1000 ml de muestra , dará ppm de CO3=. (ó de CaCO3 según qué peso
equivalente se utiliza). Para calcular HCO3- , se halla el volumen de ácido con [He-2Fe]
y se procede como antes, empleando el peso equivalente que corresponda.
c) 2 Fe = He : Na2CO3.
d) 2 Fe > He : en éste caso se tienen las especies OH- , CO3= . Como ambas
bases tienen una fuerza similar en agua, no pueden distinguirse por titulación. El
volumen de ácido standard empleado para OH-, puede calcularse con [ 2 Fe - He ],
mientras que el volumen para CO3= será [2(He - Fe)].
e) Fe = He : es una relación experimental de volúmenes idéntica a la obtenida
cuando se titula HONa con HCl. Dentro del error experimental, otros indicadores cuyos
rangos de viraje estén comprendidos entre pH 4 y 10, también pueden emplearse.
Nota: La medida del pH del agua puede dar una idea previa acerca de la
presencia de los iones OH- , CO3=, H CO3 y H2CO3 .
Cuando el pH es menor que 4,2 (aguas ácidas) se trata de soluciones acuosas
de CO2.
Las aguas con pH 4,2 a 8,3, corresponden a soluciones acuosas que pueden
contener HCO3- y/o CO2 libre. Los valores de pH de 8,3 a 12 corresponden a
48
-
soluciones que pueden contener H CO3 y/o CO3=. Un pH mayor que 12 corresponde a
soluciones de OH y/o CO3=.
En una solución acuosa no pueden coexistir OH y H CO3 , debido a
la reacción espontánea :
-
OH
-
+ H CO3
 CO3= +
49
H2O
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
TRABAJO PRACTICO Nº 2
Temas: Método de Mohr y Volhard para determinación de cloruros.
Cuestionario de orientación:
1) Comente el método de Mohr para la determinación de Cl-.
2)
a) Calcule la concentración de CrO4= teórica necesaria para que este indicador
precipite en el punto equivalente de la titulación de Mohr.
Kps (AgCl) = 1x10-10;
Kps (Ag2CrO4) = 1x10-12
b) ¿Porqué en la práctica se utiliza una concentración menor del indicador?
3)
a) En qué rango de pH se debe hacer la valoración de Mohr? J.S.R.
b) ¿Cómo logra el pH adecuado?
4) El error en la determinación de Cl- por el método de Mohr, es por exceso o por
defecto? J.S.R.
5) Comente el método de Volhard para determinar Cl- . ¿En qué medio se realiza la
determinación?
6) Conociendo que Kps (AgCl) = 1x10-10 y Kps (AgSCN) = 1x10-13
a) ¿Cuál es más insoluble?. J.S.R.
b) Qué dificultad presenta el método de titulación por retorno del exceso de Ag ,
y cómo se soluciona?
c) Indique si en la valoración de I- y Br- por el método de Volhard la dificultad
discutida en el inciso b) sigue manifestándose o no. J.S.R.
7) ¿Cómo prepara una solución de KSCN 0,1 M y cómo la estandariza?
8) ¿Cuál es el indicador empleado en el método de Volhard?
Experiencia 1. DETERMINACION DE CLORUROS POR EL METODO DE MOHR
Procedimiento
En un erlenmeyer de 250 ml., se introducen 10,00 ml de una solución de NaCl de
concentración desconocida. Se agrega 0,4 ml. de solución de K 2CrO4 al 5% y unos
miligramos de NaCO3H. Se titula lentamente contra fondo blanco con el standard de
AgNO3 0,025 M. agitando por rotación hasta obtener la primera variación permanente
del color amarillo.
Ensayo en blanco
En un volumen de H2O destilada similar al esperado en el punto final se introducen
0,40 ml del indicador, e igual cantidad de NaCO3H que la usada en la titulación. Añadir
gota a gota AgNO3 hasta igualar el color del punto final. Anote el volumen gastado.
Calcule la concentración del NaCl en moles/l; equivalente/l; mg % p/v y g % p/v.
Experiencia 2. DETERMINACION DE CLORUROS POR EL METODO DE VOLHARD
Procedimiento
Preparación y valoración de KSCN 0,0500 M.
50
Disuélvase 1,2147 g de KSCN en 250 ml de solución.
Introduzca 20,00 ml del patrón de AgNO3 0,025 M en un erlenemeyer de 125; 10
ml de H2O y 0,5 ml de HNO3 al 50%. Adicione 1 ml del indicador NH4Fe(SO4)2.12 H2O
disuelto en HNO3 diluido y titule hasta que el color pardo rojizo permanezca 1 minuto.
Calcular la M del KSCN.
Titulación de una muestra de NaCl.
Medir 10,00 ml de la muestra en un erlenmeyer de 250 ml y agregar 2,5 ml de
HNO3 al 50 %. Comenzar la adición de AgNO3 0,025 M desde la bureta, hasta que este
reactivo esté en exceso. ¿Cómo se comprueba su exceso?
Agregue luego 3 ml. de nitrobenceno y agite vigorosamente, agregue 1 ml del
indicador y titule con KSCN estándar hasta el punto final anterior. Agite siempre
enérgicamente durante la titulación. Porqué?
Calcule el contenido de NaCl en la muestra, empleando distintas unidades de
concentración.
51
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL(2211)
TRABAJO PRACTICO No 3
VOLUMETRIA REDOX
CUESTIONARIO DE ORIENTACION
1.- a) Qué entiende por Volumetría Redox.
b) Cuáles pueden ser los métodos para detectar el punto final.
c) Qué condiciones debe reunir un sistema redox para que tenga aplicabilidad
analítica.
2.- a) En cualquier punto de una titulación redox los valores de los potenciales de
hemicelda de las cuplas que participan son iguales. Porqué?
b) Cuál es la dificultad para calcular el potencial de hemicelda al principio de una
titulación redox?
3.- Compare cualitativamente una curva de titulación redox (con el mismo número de
electrones en las dos hemirreacciones) con las curvas de titulación de:
a) Un ácido monoprótico fuerte con una base fuerte.
b) Un ácido monoprótico débil con una base fuerte.
4.- Compárese cualitativamente la acción de un indicador A.B con uno Redox.
5.- De un ejemplo de algunas drogas patrones para valoraciones de oxidantes y
reductores.
6.- Qué precauciones hay que tener en la preparación de una solución de tiosulfato de
sodio?
7.- Las soluciones de tiosulfato de sodio conservan su título indefinidamente, o sólo en
forma temporaria?
8.- Utilizando una tabla de potenciales redox, indique cuáles serán los productos de las
siguientes reacciones.
a) IO3- + I- + H+ --b) I2 + S2O3= ---c) I- + Cu++ ----En casos afirmativos iguálelas por el método del ión electrón.
9.- Porqué es necesario agregar IK en exceso a la solución de KIO3.
10.- Cómo se prepara una solución de almidón?
11.- Porqué se agrega el almidón a la solución de IO3- - I- recién cuando ésta tiene un
color amarillento claro.
12.- Cómo se define peso equivalente para un sistema Redox, de algunos ejemplos.
PROBLEMAS
1.- 0,3032 gr de un mineral de hierro formado por Fe(II) y Fe(III) se disuelve en exceso
de H2SO4. La solución resultante se titula con 14,29 ml de solución de permanganato
de potasio 0,0280 M.
a) Cuántos milimoles de Fe++ hay en la muestra.
b) Cuántos milimoles de Fe+++ hay en la muestra.
2.- 0,237 gr de una muestra impura de dicromato de potasio se disuelve en H 2SO4 2M.
Se agrega un exceso de KI y el yodo liberado se titula con 29,3 ml de Na 2S2O3 0,139
M. Calcular el porcentaje de pureza (P/P).
3.- Una muestra de 0,148 gr de KIO3 se trata con exceso de KI y un ácido . El Iodo que
se libera se titula con tiosulfato de Sodio gastándose 30,55 ml. Cuál es la molaridad y
Normalidad redox del tiosulfato.
52
4.- Una muestra de material calcáreo de 2,160 gr se disuelve, el Ca se precipita como
Oxalato de Calcio. El oxalato de calcio se separa de la solución, se lava, se disuelve
en ácido sulfúrico y se titula con KMnO4 0,01 M gastándose 22,00 ml. Calcule el % de
Ca como CaCO3 en la muestra..
PARTE EXPERIMENTAL
I) TITULACION DE UNA SOLUCION DE PERMANGANATO DE POTASIO CON OXALATO
DE NA EN MEDIO ACIDO
a) Pésese 1,7 gr de oxalato de sodio con exactitud de décimas de miligramos,
transfiérase la sal (cuantitativamente) a un matraz de 250 ml., añádanse unos 200 ml
de H2O destilada, agítese hasta disolver por completo, dilúyase a la marca y mézclese
bien.
b) Calcúlese la normalidad de la solución preparada en el peso anterior teniendo en
cuenta la cantidad pesada, y que la reacción de óxido-reducción con el KMnO4 es la
siguiente:
MnO4- + H+ + C2O4= ---- Mn++ + CO2 + H2O
PROCEDIMIENTO PARA LA VALORACION DEL PERMANGANATO
1.- Introdúzcase una alícuota de 25 ml. de la solución de oxalato en un vaso de 250 ml,
añádase 20 ml de ácido sulfúrico 1:10 y 75 ml de agua destilada.
2.- Colóquese el vaso en un trípode sobre una malla de alambre y caliéntese
lentamente y con agitación a unos 60 oC (Usando un termómetro como varilla de
agitación).
3.- Retírese el vaso de la llama e iníciese la titulación con la solución de KMnO4.
Agregando las porciones iniciales lentamente y llegando a una decoloración total antes
de añadir la siguiente porción. Obsérvese la temperatura de vez en cuando, si
disminuye por debajo de 70 oC, vuélvase a calentar la solución. Titúlese hasta obtener
un color rosa pálido que persista durante unos 20 seg.
4.- Prepárese una prueba en blanco titulando al mismo tono de color una mezcla de
100 ml. de H2O destilada y 20 ml. de H2SO4 1:10.
5.- Tómese en consideración la prueba en blanco y calcúlese la normalidad de la
solución de KMnO4.
II) TITULACION DE UNA SOLUCION DE PEROXIDO DE HIDROGENO EN MEDIO
ACIDO CON PERMANGANATO DE POTASIO VALORADO
Teniendo en cuenta que la reacción que ocurre es la siguente:
H2O2 + MnO4- + H+ ---- Mn+2 + O2 + H+
Iguálela por el método del ión electrón.
1) A una alícuota de 25 ml de solución de peróxido de hidrógeno se le agregan 50 ml
de agua,10 ml de ácido sulfúrico (1:5).
2) Impartiendo una leve agitación con movimientos circulares lentos, titúlese con una
solución de permanganato hasta obtener un rosa pálido que persista por 30 segundos.
3) Hágase una titulación en blanco titulando 75 ml de agua destilada y 10 ml de ácido
sulfúrico 1:10.
4) Teniendo en cuenta la prueba en blanco calcúlense los miligramos de peróxido de
hidrógeno presentes en la muestra.
53
V.- DETERMINACION DE HIERRO (II) CON DICROMATO DE POTASIO EN MEDIO
ACIDO
A) Cálculos previos
a-1) Escriba la reacción que tiene lugar e iguálela por el método del ión electrón.
a-2) Calcule cuántos gramos de dicromato de potasio son necesarios para preparar
100 ml de solución 0,1N.
B) Procedimiento experimental
b-1) A 0,550 gr de una sal ferrosa (FeSO4.7 H2O) se le agregan 80 ml de agua, 2 ml. de
ácido sulfúrico concentrado, 5 ml. de ácido fosfórico al 85%, 3 gotas de difenilamina
como indicador.
b-2) Valorar con solución de dicromato de potasio hasta viraje del indicador. Informar el
% de Fe(II) en la muestra
54
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
TRABAJO PRACTICO No 4
DETERMINACIONES COMPLEJOMÉTRICAS: Método para la determinación de Ca y
Mg.
BIBLIOGRAFIA:
J.M.KOLTHOFF y E.B.SANDELL. Tratado de Química Analítica, General e Inorgánica.
SKOOG y WEST, Fundamentos de Química Analítica.
H.A. FLASCHKA, A.J.BARNARD y P.E. STURROCK. Química Analítica Cuantitativa.
DISCUSION GENERAL:
a. PRINCIPIOS
El EDTA (ácido etilendiaminotetraacético), cuya estructura es la siguiente
COOH
HOOC
CH2
N
CH2
CH2
CH2
N
CH2
COOH
H2C
HOOC
es un ácido débil, cuyas constantes de disociación son: pK 1 = 2,0; pK2 = 2,67; pK3 =
6,16 y pK4 = 10,26. Aparte de los grupos carboxilatos, este ácido posee dos nitrógenos,
cada uno con su par de electrones desapareados; por lo que en general esta molécula
puede actuar como ligante hexadentado de iones metálicos. Debido a la baja
solubilidad del ácido libre y a la extensa hidrólisis de la sal tetrasódica, la forma más
conveniente para el uso es la de la sal disódica (que simbolizaremos YH 2Na2), la cual
puede ser considerada patrón primario previa recristalización.
Los complejos de los cationes metálicos divalentes, presentan su máxima
estabilidad a pH mayores que 9 por lo que las determinaciones de Ca y Mg serán
llevadas a cabo en esos valores de pH.
Además el hecho de trabajar a pH mayor que 10 nos permite la determinación
de Ca solamente, debido a la formación de Mg(OH)2 escasamente soluble;
permitiéndonos de ésta manera, las valoraciones de Ca más Mg y Ca solo.
Como indicador de punto final de este tipo de titulaciones es usado
frecuentemente el NEGRO DE ERICROMO T, que es un ácido débil, encontrándose
algo disociado a pH básico. Además forma quelatos coloreados con el Mg según la
reacción:
MgIn- + H+
Mg+2 + InH-2
rojo
azul
por otro lado, el Mg forma con el EDTA un complejo mas estable según:
Mg+2 + YH2-2
MgY-2 + 2H+
De esta manera, al comenzar la titulación, todo el magnesio se encuentra
acomplejado por el indicador, dando a la solución una tonalidad rojiza. A medida que se
agrega titulante, el magnesio se libera de su complejo con el indicador para pasar a
55
formar parte de otro complejo con el titulante.
En el punto final de la titulación hay un brusco aumento del pMg y la solución
vira de color rojiza a azul.
b. INTERFERENCIAS
Bajo las condiciones de este Test, la siguientes concentraciones de iones no
causan interferencia con la determinación de Ca: Cu +2 2 mgr/lt, Fe+2 20 mgr/lt, Fe+3 20
mgr/lt, Mn+2 10 mgr/lt, Zn+2 5 mgr/lt, Pb+2 5mgr/lt y Al+3 5 mgr/lt. El ortofosfato puede
precipitar al Ca en las condiciones de este Test. El Sr y el Ba pueden causar
dificultades en la determinación del punto final de aguas duras.
TITULACIONES CON EDTA
PREPARACION DE SOLUCIONES VALORADAS DE EDTA
El compuesto más importante para fines analíticos es la sal disódica de fórmula
YH2Na2.2 H2O y peso molecular 372,24 gr/mol. Las preparaciones comercialmente
disponibles en la actualidad no son lo suficientemente puras como para usarlas como
patrón primario. Por lo tanto a menos que se utilice un procedimiento de purificación, la
solución debe valorarse con un patrón primario adecuado. Si la solución se va a usar
dentro de un período breve de tiempo, puede guardarse en un frasco de vidrio común.
Por contacto prolongado el vidrio libera iones metálicos y por lo tanto la concentración
efectiva de EDTA disminuye.
PROCEDIMIENTO
El procedimiento siguiente puede ser usado para la preparación y valoración de
solución de EDTA 0,02M que contenga MgCl2 aproximadamente 5 x 10-4M (Para qué?)
Esta solución puede usarse para la determinación directa de Ca ó Ca mas Mg, con
negro de eriocromo T como indicador.
Solución: Disolver 7,4 grs de YH2Na2.2 H2O y 0,1 gr de MgCl2.6 H2O en un litro de agua
deionizada.
Solución reguladora: Mezclar 7,0 gr de NH4Cl con 57 ml de NH4OH concentrado (bajo
campana). Diluir con agua destilada hasta aproximadamente 100 ml.
Indicador: Disolver 0,5 gr de NET en 100 ml de etanol.
Valoración: Pesar 0,35-0,40 gr de carbonato de calcio calidad reactivo (bajo contenido
de Mg) con aproximación de 0,1 mgr. Disolverlo en aproximadamente 20 ml. de HCl 0,5
M. No usar gran exceso de ácido. Después que el sólido se ha disuelto completamente,
agregar agua y transferir cuantitativamente a un matraz de 250 ml. Llevar a volumen y
mezclar cuidadosamente. Efectuar la titulación siguiente como mínimo por duplicado:
Colocar 50 ml (bol pipeta) de la solución de Ca en un erlenmeyer de 250 ml.
Agregar por lo menos 20 ml de solución reguladora y 4 gotas de solución del indicador.
Titular con la solución de EDTA. En el punto final el color pasa bruscamente del rojo al
azul puro sin tinte rojizo. Si se experimentan problemas debidos a cambios de color
difusos, la solución puede calentarse hasta cerca de 60 oC. Calcular la concentración
de la solución de EDTA.
NOTAS:
1: Las soluciones de NET se deterioran debido a la oxidación con el aire, por lo
tanto debe prepararse solución del indicador a medida que se necesita. Muchos
autores prefieren agregar una mezcla del indicador sólido diluido con un exceso de
varios cientos de veces de NaCl puro u otra sustancia inerte. La oxidación al aire del
56
indicador en la solución que se titula es catalizada por varios iones metálicos
incluyendo Cu+2 y Mn+2. Si se experimenta esta dificultad puede agregarse alrededor
de 1 gr de ácido ascórbico a la solución antes de la titulación, para eliminar
interferencias.
DETERMINACION DE Ca++ o DE Ca++ + Mg++
DUREZA DEL AGUA.
En ausencia de sustancias interferentes, la determinación se efectúa
exactamente igual a la valoración del EDTA.
La dureza del agua se debe a la presencia de Ca y Mg, usualmente en forma de
bicarbonatos. La cantidad total de Ca + Mg en partes por millón (mgr por lt), se
determina a pH = 10. Una dureza en carbonato de calcio de 1000 ppm corresponde a
una concentración total de Ca + Mg de 0,01 M. El agua puede contener iones de
metales pesados como impurezas incluyendo particularmente Cu, Fe Al y Mn; cada uno
de los cuales (Mn cuando está presente como Mn +2) interfiere en la titulación
bloqueando al indicador. El agregado de un agente reductor (acido ascórbico o
hidroxilamina) evitará la interferencia de todos los metales comunes, excepto Al. Esta
se evita mediante el agregado de trietanolamina.
A menos que la dureza sea muy baja, la solución se vuelve sobresaturada en
CaCO3 al agregar la solución reguladora de pH = 10. Afortunadamente la precipitación
es por lo general lenta y no se experimentan problemas a menos que la titulación se
efectúe demasiado lentamente. Si se formara un precipitado de CaCO 3, este se
disuelve con el agregado del titulante, sin embargo, la presencia de un precipitado
durante la titulación puede producir un punto final impreciso y poco satisfactorio. Si se
experimenta esta dificultad, puede evitarse muy simplemente como sigue: Se efectúa
una determinación de alcalinidad (KOLTHOFF pag. 805) sobre una porción separada
de la muestra. Se agrega la cantidad apropiada de ácido a la muestra que se va a usar
en la determinación de dureza y se agita durante algunos minutos para expulsar el
CO2.
PROCEDIMIENTO
Seleccionar un tamaño adecuado de muestra (nota 1). Por cada 50 ml de
muestra agregar 5 ml de solución reguladora, algunas décimas de gramo de ácido
ascórbico y algunas gotas de trietanolamina al 20%. Titular con EDTA 0,02 M que
contenga Mg (nota 2) usando NET como indicador.
NOTAS:
1) La cantidad adecuada de muestra depende de la dureza. Se puede realizar
una titulación preliminar utilizando 50 ml de agua para determinar la cantidad
adecuada a usarse para la titulación real. Si la dureza es baja, puede diluirse la
solución valorada de EDTA.
2) El contenido de Mg en el agua puede ser muy bajo como para permitir el
funcionamiento adecuado del NET. Por consiguiente deberá usarse una solución de
EDTA que contenga Mg.
INFORME: ppm de Ca; ppm de CaCO3 (dureza del agua)
57
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
TRABAJO PRÁCTICO No 5:
ESPECTROFOTOMETRÍA DE ABSORCIÓN
PARTE 1
Objetivos:
a) Obtener el espectro de absorción del KMnO 4 (A vs l) y encontrar la l de trabajo
óptima.
b) Realizar una curva de calibración (A vs c) y determinar la concentración de KMnO 4
de una muestra problema.
Conocimientos teóricos: Ley de Lambert-Beer. Aplicaciones de la espectrofotometría
de absorción.
Cuestionario de Orientación:
1) Discuta la elección de la longitud de onda (l) de trabajo.
2) Analice las causas de las desviaciones de la Ley de Beer.
3) Partiendo de la relación de Lambert-Beer: A = -log T; T = I/Io y A = log Io/I =  b c.
a) demuestre que [ A = 2 - log %T = -log T ].
b) Para que A sea adimensional, qué unidades debe tener ?
c) Cómo determinaría el coeficiente de extinción molar a una dada longitud de onda,
gráfica y analíticamente a partir de una serie de medidas experimentales de
absorbancia.
4) Cómo resolvería una mezcla, en la que uno de los componentes no absorbe a una
dada longitud de onda y el otro presenta un máximo de absorción y, en la otra longitud
de onda se cumple lo inverso.
5) Porqué elige en lo posible dos máximos del espectro para
hacer las
determinaciones?
6) Porqué las lecturas en %T conviene que caigan entre 20 y 80% ?.
Desarrollo experimental
a) Preparación de soluciones.
1) Preparar 100 ml de solución de KMnO4 1 x 10-2 M (solución A).
2) A partir de ella, preparar 50 ml de solución de las siguientes concentraciones:
a) 10-4 M;
b) 2 x 10-4 M;
c) 3 x 10-4 M y
d) 4 x 10-4 M.
b) Obtención del espectro de absorción del KMnO4.
1) Realizar mediciones de % T con la solución de concentración 2 x 10 -4 M partiendo de
420 nm, y variando de a 10 nm, llegar a 500 nm. Luego, variando cada 5 nm hasta los
560 nm y finalmente cada 10 nm hasta 600 nm.
2) Graficar A vs. l y seleccionar la l donde la absorción sea máxima.
c) Realización de la curva de calibración:
1) Elegir la l seleccionada previamente, en el espectrofotómetro.
2) Realizar mediciones de %T para las cuatro soluciones patrones preparadas.
3) Graficar A vs Conc. y, de la pendiente del gráfico, calcular el valor de  (coeficiente
de extinción molar).
58
PARTE 2
Tema: Espectroscopía UV-visible. Mezcla de K2Cr2O7 y KMnO4.
Objetivo: Determinar la concentración de los componentes de una mezcla empleando
la Técnica espectrofotométrica.
Procedimiento Experimental
1- Preparación de la solución stock de Permanganato de Potasio y
estandarización.
Preparar 250 ml de solución de permanganato de potasio 3,0 x 10 -3 M.
2- Preparación de la solución stock de Dicromato de Potasio.
Preparar 250 ml de solución dicromato de potasio 15 x 10 -2 M.
3- Preparación de soluciones diluídas
Medir con pipeta porciones de 0.5, 1, 1.5, 2 y 2.5 ml de Permanganato de Potasio en
matraces de 25 ml. Enrasar con agua.
Proceder de idéntica manera con la solución de Dicromato de Potasio
4- Construcción de los espectros de absorción de los compuestos puros
Permanganato de Potasio: medir las absorbancias cada 10 nm. Comenzar en 400 nm
y terminar en 630 nm.
Dicromato de Potasio: medir las absorbancias cada 10 nm. Comenzar en 350 nm y
terminar en 540 nm.
5- Construcción de las curvas de calibración para cada compuesto puro a 440nm
y 545nm.
Medir a las longitudes de onda indicadas la absorción de los estándares de
Permanganato de Potasio y Dicromato de Potasio.
Graficar Absorbancia vs. Concentración y determinar los valores de los coeficientes de
extinción molar.
6- Análisis de la mezcla.
Medir las absorbancias a 440nm y 545nm de mezclas preparadas por el docente y
calcular las concentraciones de cada compuesto en la mezcla.
59
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
TRABAJO PRACTICO Nº 6
DETERMINACION FLUORIMETRICA DEL CONTENIDO DE QUININA EN UNA
BEBIDA GASEOSA
Introducción:
El análisis fluorimétrico es extremadamente sensible y de uso corriente en
laboratorios de análisis químicos y bioquímicos.
Cuando una molécula absorbe radiación electromagnética, la energía es
usualmente perdida en forma de calor si la molécula se desactiva por procesos
colisionales. No obstante, parte de la energía puede degradarse por emisión de
radiación de longitud de onda mayor que la absorbida. A este proceso se lo denomina
fluorescencia.
Bajo ciertas condiciones, la intensidad de fluorescencia puede relacionarse con
la concentración de la especie fluorescente.
De la Ley de Lambert y Beer puede derivarse que la intensidad de fluorescencia
If esta dada por:
If : f I0 (1 – 10 -Cl) (1)
donde f es una constante de proporcionalidad que mide la fracción de luz que
es convertida en radiación fluorescente; Io es la intensidad de radiación incidente en la
celda de fluorescencia a la longitud de onda de trabajo; , la abortividad molar; c, la
concentración molar de la especie fluorescente y l, la longitud de la celda en cm.
Es evidente que si el producto Cl es muy grande, el término 10 Cl es
despreciable frente a 1. Si por el contrario 10 -Cl (0.01) se puede demostrar que una
buena aproximación a la ecuación (1) es:
If : 2.303 f Io Cl (2)
Luego, para bajas concentraciones, la intensidad de fluorescencia es
directamente proporcional a la concentración molar de la especie fluorescente.
Por esta razón la fluorescencia constituye una valiosa técnica para el análisis
cuantitativo.
Parte experimental:
Se determinará la concentración de quinina de una bebida gaseosa, empleando
una curva de calibración que se construirá previamente.
Se preparán 50ml de Q2(SO4) (Sulfato de Quinina) de concentración 2x10 -4 M en
H2SO4 0.5 M.
Se preparán diluciones sucesivas de la solución anterior entre concentraciones
-4
1x10 M y 1x10-5 M usando H2SO4 0.5 M como solvente.
Efectue un espectro de absorción y de emisión de fluorescencia de una solución
aproximadamente 5x10-5 M de Q2(SO4).
Seleccionar las longitudes de onda de excitación y de emisión, para realizar la
curva de calibración de Intensidad de fluorescencia (If) en función de la concentración
molar de Q2(SO4).
Construída la curva, se mide la intensidad de fluorescencia de la gaseosa y se
determina la concentración de quinina en la misma.
Es importante tener en cuenta que esta última medida debe realizarse en la
misma celda y condiciones del aparato con que se realizaron las lecturas de la curva
60
de calibración.
Exprese los resultados como ppm de quinina.
Traer:
* Agua Tónica (Paso de los toros).
* Hojas de papel milimetrado.
61
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
TRABAJO PRACTICO Nº 7
ESPECTROSCOPÍA INFRAROJO
Objetivos:
 Obtener los espectros IR de una muestra líquida y una sólida
 Reconocer las bandas características de cada estructura.
 Obtener el espectro IR de una bolsa de polietileno.
Introducción:
La espectroscopia infrarroja (Espectroscopia IR) es la rama de la espectroscopia que
trata con la parte infrarroja del espectro electromagnético. Esta cubre un conjunto de
técnicas, siendo la más común una forma de espectroscopia de absorción. Así como
otras técnicas espectroscópicas, puede usarse para identificar un compuesto e
investigar la composición de una muestra.
La porción infrarroja del espectro electromagnético se divide en tres regiones; el
infrarrojo cercano, medio y lejano, así nombrados por su relación con el espectro
visible. El infrarrojo lejano (aproximadamente 400-10 cm-1) se encuentra adyacente a la
región de microondas, posee una baja energía y puede ser usado en espectroscopia
rotacional. El infrarrojo medio (aproximadamente 4000-400 cm-1) puede ser usado para
estudiar las vibraciones fundamentales y la estructura rotacional vibracional, mientras
que el infrarrojo cercano (14000-4000 cm-1) puede excitar sobretonos o vibraciones
armónicas.
La espectroscopia infrarroja se basa en el hecho de que las moléculas tienen
frecuencias a las cuales rotan y vibran, es decir, los movimientos de rotación y
vibración moleculares tienen niveles de energía discretos (modos normales
vibracionales). Las frecuencias resonantes o frecuencias vibracionales son
determinados por la forma de las superficies de energía potencial molecular, las masas
de los átomos y, eventualmente por el acoplamiento vibrónico asociado. Para que un
modo vibracional en una molécula sea activa al IR, debe estar asociada con cambios
en el dipolo permanente. Las frecuencias resonantes pueden estar en una primera
aproximación relacionadas con la fuerza del enlace, y la masa de los átomos a cada
lado del mismo. Así, la frecuencia de las vibraciones pueden ser asociadas con un tipo
particular de enlace.
Las moléculas diatómicas simples tienen solamente un enlace, el cual se puede estirar.
Moléculas más complejas pueden tener muchos enlaces, y las vibraciones pueden ser
conjugadas, llevando a absorciones en el infrarrojo a frecuencias características que
pueden relacionarse a grupos químicos. Los átomos en un grupo CH 2, encontrado
comúnmente en compuestos orgánicos pueden vibrar de seis formas distintas,
estiramientos simétricos y asimétricos, flexiones simétricas y asimétricas en el plano
(scissoring y rocking, respectivamente), y flexiones simétricas y asimétricas fuera del
plano (wagging y twisting, respectivamente)
PARTE EXPERIMENTAL
62
Preparación de la muestra:
Las muestras gaseosas requieren poca preparación más allá de su purificación, se usa
una celda de paso óptico grande (usualmente 5-10 cm) pues los gases muestran
absorbancias relativamente débiles.
Las muestras líquidas se disponen entre dos placas de una sal de alta pureza
(comúnmente cloruro de sodio, o sal común, aunque también se utilizan otras sales
tales como bromuro de potasio o fluoruro de calcio. Las placas son transparentes a la
luz infrarroja y no introducirán líneas en el espectro. Algunas placas de sal son
altamente higroscopicas, por lo que se deben usar muestras anhidro (sin agua). Las
muestras sólidas se preparan principalmente de dos maneras. La primera es moler la
muestra con un agente aglomerante para la suspensión (usualmente nujol) en un
mortero de mármol. Una fina película del agente aglomerante se aplica en las placas de
sal y se realiza la medición.
El segundo método es triturar una cantidad de la mezcla con una sal de alta pureza
(usualmente bromuro de potasio de cristales muy pequeños para remover efectos
dispersores de los cristales grandes) . Esta mezcla en polvo se comprime en una
prensa de troquel mecánica para formar un pellet translúcido a través del cual puede
pasar el rayo del espectrómetro.
Es importante destacar que el espectro obtenido a partir de preparaciones distintas de
la muestra se verán ligeramente distintas entre sí debido a los diferentes estados
físicos en los que se encuentra la muestra.
MUESTRA LÍQUIDA
1. 1-Butanol
63
El espectro de IR del 1-butanol muestra una absorción de tensión O-H ancha e intensa
centrada alrededor de 3300 cm-1. La forma ancha se debe a la naturaleza diversa de
las interacciones de los enlaces de hidrógeno de las moléculas de alcohol.
El alcohol O-H absorbe alrededor de 3300 cm-1 y normalmente tiene una banda ancha
y fuerte. Esta banda se debe a los distintos reordenamientos del enlace de hidrógeno
que tienen lugar. Existe una banda de tensión C-O centrada próxima a 1050 cm-1.
Aunque una banda de tensión alrededor de esta región se puede deber a las mismas
tensiones C-O, la ausencia de esta banda alrededor de 1000 - 1200 cm-1 sugiere
encarecidamente la ausencia de un enlace C-O.
MUESTRA SÓLIDA
2. Ácido Benzoico
Los ácidos carboxílicos presentan una absorción O-H ancha entre 2500 y 3500 cm-1.
Esta absorción ancha ocupa por completo la región de tensión C-H, con más amplitud.
La tensión del doble enlace C=O será aguda e intensa a 1711 cm-1. Los dos picos
tienen que estar presentes para identificar al compuesto como un ácido carboxílico
64
MUESTRA DE UNA BOLSA DE POLIETILENO
3. Polietileno
100
Tansmitancia
80
60
PE libreria
Bolsa
40
20
0
4000
3500
3000
2500
2000
1500
PE libreria
Bandas a:




2916 cm-1 …. (CH2) Estiramiento Asimétrico
2850 cm-1 …. (CH2) Estiramiento Simétrico
1463 cm-1 …. (-C-CH2-C) Deformación (flexión) del tipo Scissoring
732 cm-1 …. -(CH2)n con n>3
65
1000
500
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
TRABAJO PRACTICO Nº 8
CROMATOGRAFÍA GASEOSA
DETERMINACIÓN CUALITATIVA DE LOS COMPONENTES DE UNA MEZCLA
PROBLEMA
OBJETIVO:
 Identificar los componentes de una muestra problema por cromatografía gaseosa
INTRODUCCIÓN:
La cromatografía es uno de los métodos físicos que más se utiliza para separar
los componentes de una mezcla dada. La separación de los mismos se basa en las
diferentes afinidades que éstos presentan entre dos fases inmiscibles, una móvil y
otra estacionaria. Así, aquellos componentes que permanezcan preferencialmente
en la fase estacionaria son más retenidos en la columna mientras que en primera
instancia se eluyen aquellos que pasan más tiempo en la fase móvil.
Los métodos cromatográficos se clasifican según la naturaleza de la fase móvil
en cromatografía gaseosa y cromatografía líquida. Dentro de la cromatografía
gaseosa, se tiene de acuerdo al estado físico de la fase estacionaria (cromatografía
gas-sólida y cromatografía gas-líquida). Con respecto a la cromatografía líquida,
tenemos la cromatografía líquida-líquida y la cromatografía líquida de fase
químicamente enlazada, de exclusión y de intercambio iónico. También se clasifican
de acuerdo a los fenómenos que actúen en la separación (adsorción, partición e
intercambio iónico).
CROMATOGRAFIA GASEOSA: La fase móvil es un gas inerte denominado
también gas portador (carrier) que circula a una temperatura adecuada, de modo tal
que las moléculas de muestra fluyen por la columna en fase vapor. Esta técnica
permite analizar sustancias cuyos puntos de ebullición sean menores a 350-400 ºC,
resultando ser éstas una de las condiciones más importantes a tener en cuenta para
encarar el estudio de una muestra dada, ed decir que sólo es aplicable a moléculas
que puedan ser llevadas al estado gaseoso.
La fase estacionaria puede encontrarse en estado sólido o líquido,
predominando en el primer caso los fenómenos físicos de adsorción y en el segundo
los de partición.
Las fases estacionarias líquidas deben presentar una muy baja presión de vapor
a la temperatura de trabajo, con propiedades de disolución selectiva frente a los
componentes de una muestra problema. La fase estacionaria es soportada por un
sólido inerte o en las paredes interiores de las columnas capilares.
Al inyectar una mezcla e ingresar los vapores arrastrados por el gas portador a
la cabeza de la columna, se establecerá un equilibrio dinámico entre la fase móvil y
estacionaria para cada sustancia, produciéndose la migración diferencial de las
mismas por la columna.
PARTE EXPERIMENTAL
Este análisis requiere la selección previa de las condiciones de trabajo: temperatura
66
de la columna, temperatura del inyector (en el equipo que usted utilizará no existe
tal control de temperatura), temperatura del detector, flujo óptimo, corriente de
puente (para un detector de conductividad térmica), velocidad de la carta y
atenuación. Por razones de tiempo estas condiciones serán dadas por el instructor.
El trabajo práctico consiste en determinar la concentración de clorobenceno
(ClB) en una muestra problema utilizando el método del estándar interno (EI). El
estándar interno a utilizar es el tolueno. El fin de utilizar el método del EI es el de
evitar los posibles errores de volumen inyectado de solución y de los distintos
patrones.
Se realizará una curva de calibración
conteniendo el EI y distintas
concentraciones de ClB, utilizando como solvente acetona. Los patrones se
prepararán en matraces de 25 ml de la siguiente manera:
-0,6 ml de ClB + 0,6 ml de tolueno llevados a 25 ml con acetona
-0,8 ml de ClB + 0,6 ml de tolueno llevados a 25 ml con acetona
-1 ml de ClB + 0,6 ml de tolueno llevados a 25 ml con acetona
-1,2 ml de ClB + 0,6 ml de tolueno llevados a 25 ml con acetona
Previo a la medición de los patrones se realizará un ensayo para identificar los
picos. Para ello se prepararán dos soluciones, la primera llevará 0,6 ml de tolueno
enrazado a 25 ml con acetona, y la segunda tendrá 1 ml de ClB enrazado a 25 ml
con acetona.
Una vez reconocidos los picos se inyectarán los patrones, y determinando las
áreas de los picos de los correspondientes cromatogramas, construirán la curva de
calibración.
Por último inyectarán la muestra, determinarán su área, y de la curva de
calibración determinarán su concentración.
67
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
TRABAJO PRACTICO Nº 9
CROMATOGRAFÍA LÍQUIDA DE ALTA EFICACIA
OBJETIVO:
 Determinación del contenido de sacarina en edulcorantes.
INTRODUCCIÓN:
Un aditivo es una sustancia o mezcla de sustancias diferentes al alimento, que
se encuentran en el mismo, como resultado de producción, almacenamiento o
empacado, añadido intencionalmente para lograr ciertos beneficios, como mejorar el
nivel nutritivo, conservar la frescura, impedir el deterioro por microorganismos e
insectos, generar alguna propiedad sensorial deseable o bien como ayuda de
proceso (Fennema, 1976; Hodge, 1973). Su uso se debe limitar a las sustancias que
han demostrado un beneficio al consumidor y en caso de riesgo para la salud, ese
debe ser prácticamente no tóxico y debidamente evaluado en sus aspectos
toxicológicos.
Entre los diversos tipos de aditivos se pueden citar: conservadores, colorantes,
potenciadores, antioxidantes, saborizantes, edulcorantes nutritivos y no nutritivos,
vitaminas, aminoácidos, nucleótidos, carbohidratos (gomas, azúcares, etc.),
estabilizadores, espesantes, emulsificantes, enzimas, minerales, etc.
Edulcorantes
Los edulcorantes son compuestos que tienen gran importancia por el alto
consumo que representan, son útiles para diabéticos o personas que deseen
controlar su peso. Son sustancias dulces pero que generalmente carecen de valor
calórico.
Al principio se usó dulcina (p-fenetol carbamida o p-fenetil urea o 4-etoxifenil
urea o sucrol o valzin) y el “P-4000” (5-nitro propoxianilina) pero son
extremadamente tóxicos por los carcinomas hepáticos que causan, la dulcina
presenta un DL50 de 1,0 g/Kg en perros (oral), siendo descartado su uso. Estos
compuestos fueron sustituyéndose por ciclamatos, sacarina (Lindener, 1978) y por
aspartamo (Nutrasweet, 1981; Rodríguez et al, 1986).
La sacarina es el anhídrido del ácido sulfoaminobenzoico en forma de sal sódica
o cálcica. Es 550 veces más potente que el azúcar de caña, pero para fines
prácticos se considera como 300 veces. Se elimina sin modificaciones en orina, no
es calórica, tiene un resabio amargo después de ser ingerida (a concentraciones
altas 1:10000- se vuelve amarga). Tiene un efecto sinergista con el ciclamato,
además de que es termoestable. Actualmente persisten grandes dudas de si es o no
cancerígeno a los niveles recomendados de uso, ya que experimentos toxicológicos
en ratas, indican la ausencia de malformaciones en fetos, tumores o cáncer en la
vejiga de ratones (Graham, 1981; Jacobson, 1972).
Sacarina
68
PARTE EXPERIMENTAL
La determinación de sacarina en edulcorantes se realizará empleando la técnica
de HPLC. El término cromatografía se aplica a una variedad de técnicas de separación
basadas en la distribución selectiva de los solutos entre fase móvil (gas, líquido, fluído
supercrítico) y una fase estacionaria, que puede ser líquida o sólida.
En los últimos sesenta años la cromatografía ha sido objeto de constante
crecimiento respecto al número de analistas que la utilizan, la cantidad de trabajos
publicados y por la variedad y complejidad de las muestras analizadas. La diferencia
entre la moderna cromatografía líquida o HPLC y la cromatografía líquida tradicional
(cromatografía en columna en sus variantes de absorción, partición o intercambio
iónico, Cromatografía en capa fina o sobre papel) involucra el perfeccionamiento de
equipos, materiales, técnica y la aplicación de teoría. En términos de resultados HPLC
ofrece ventajas en cuanto a conveniencia, velocidad y habilidad para llevar a cabo
separaciones difíciles.
Instrumental
El sistema HPLC que se muestra en la figura consta de un sistema de suministro
de disolvente, una válvula de inyección de muestra, una columna de alta Presión, un
detector y una computadora para controlar el sistema y visualizar los resultados.
(A)
(B)
La Figura B muestra los fenómenos que tienen lugar en una columna cromatográfica.
Si una solución de componentes A y B se inyectan en la cabeza de una columna
empaquetada con partículas sólidas (fase estacionaria) y se hace pasar a través de la
misma un eluyente (fase móvil) ambos componentes interaccionaran de manera
diferente, de acuerdo a su afinidad, con la fase estacionaria y el eluyente. Si el soluto B
se absorbe más fuertemente que el soluto A en la fase estacionaria, entonces está libre
en la solución una fracción menor de tiempo. El soluto B atraviesa más lentamente la
columna y llega al detector después que el soluto A, obteniéndose un gráfico con un
sistema de picos denominado cromatograma. En el mismo se puede observar que el
tiempo de retención del compuesto A es menor que el del compuesto B.
En el trabajo práctico se empleará un cromatógrafo HPLC con un detector UvVisible. Las condiciones de trabajo que se emplearán son las siguientes:
- Columna: Varian ODS, 30 cm x 4,6 mm, 5 m.
- Fase Móvil: Solución de ácido acético al 20 % llevada a pH 3 con solución de
acetato de sodio.
- Detector: λ = 254 nm.
69
Solución Patrón de Sacarina: pesar 0,025 gr de sacarina de sodio y llevar a 50
ml con fase móvil.
- Velocidad Flujo: 0,5 ml/min
- Tiempo de retención de la sacarina: 5,5 min
- Tiempo de retención de benzoato de sodio: 20 min.
- Presión: 81 (bar x 100).
Preparación muestra líquida: tomar 1 ml del edulcorante líquido y llevarlo a 50 ml con
fase móvil. Mezclar bien.
Se inyecta en el cromatógrafo por duplicado la muestra y el patrón.
Cálculos
Área pico patrón _______ [ ] patrón (mg%)
Área pico muestra_________ X mg
-
X mg_______ 100 ml
XA mg______50 ml
XA mg_______1 ml
XB mg_______100 ml
Valor Nomal: 2,5 gr %
1 gr______1000 mg
XC gr________ XB mg
70
QUIMICA ANALITICA E INSTRUMENTAL (2211)
TRABAJO PRACTICO No 10
Tema: Radioinmunoanálisis
Cuestionario
125
1) Explicar los modos de desintegración de 53 I .
2) Indique los fenómenos que exitan un cristal de NaI(Tl).
3) Explique los componentes de un contador de centelleo sólido.
4) Describa las partes de un espectro , y por qué las lecturas se realizan en la
zona del “fotopico”.
5) Explicar el origen del pico “suma coincidencia” de impulsos.
6) Explicar el fundamento del método RIA. Por qué se fabrican los reactivos de
manera que el primer patrón tenga % B/T = 50 ?
7) Indicar las funciones linealizantes de la Señal vs. Concentración.
8) Calcular la dosis equivalente suponiendo que el trazador de un equipo de RIA
tiene una Actividad de 5 KBq
TRABAJO PRACTICO
Experiencia I: obtención del espectro de
ancho de ventana para lecturas en el “fotopico”.
125
53
I y selección del nivel de canal y
a) CONSIDERACIONES PREVIAS
Las Normas de Protección y Seguridad Radiológicas no permiten en éstas
cirscunstancias, manipular radioisótopos excepto si son “fuentes selladas”. Las
actividades autorizadas por la ARN para RIA son usualmente bajas (500 Ci para
125
53
I ), de manera que las tasas de exposición no representan un riesgo para la salud.
El personal instructor debe estar autorizado por ARN.
b) INDICACIONES GENERALES
129
241
125
1) Una mezcla de 53 I + 95 Am simula el espectro de 53 I . El espectro se
obtiene con el menor “ancho de ventana” posible. Los Discriminadores o analizadores
de la altura de pulsos son 2 : INFERIOR O NIVEL DE CANAL, que es un filtro
electrónico que deja pasar pulsos de cierta altura en adelante. Es variable entre 0 y
1000 unidades arbitrarias de tensión (uat). El SUPERIOR O ANCHO DE VENTANA, es
solidario con el INFERIOR, y deja pasar pulsos de h comprendidas entre el NC y 1-2-510 % de 1000 uat.
2) Probablemente, la zona de e- Comptom no sea tan notable por la baja
actividad del nucleído.
3) la zona del “fotopico” se define bien, aunque puede aparecer a energías más
altas el pico “suma coincidencia”, muy sensible a la geometría de la medición.
c) PROCEDIMIENTO
71
1) Encender el espectrómetro. Seleccionar la tensión de trabajo del
fotomultiplicador en 1000 V.
2) Seleccionar el discriminador superior en 1 % uat.
4) Introducir el patrón sellado en el pozo.
5) Preseleccionar el control de tiempo en un minuto.
6) Obtener el espectro moviendo el nivel de canal cada 20 uat.
7) Graficar Am (cpm) en función del nivel de canal, altura de los pulsos o energía
(sinónimos) y determinar si 100 uat pueden abarcar el “fotopico”.
Experiencia II: determinación de T4, una de las hormonas tiroideas, en suero humano
por RIA.
a) CONSIDERACIONES PREVIAS
El instructor dispondrá de tubos marcados con Ac anti-T4, que ya han sido
empleados en algún centro asistencial en una determinación de la hormona, por la
técnica de fase sólida. De este modo, no se manipula material radioactivo disuelto en
soluciones, ni tampoco sueros.
b) INDICACIONES GENERALES
1) Si en verdad se realizara el análisis tal como está previsto en el protocolo, se
deben seguir estrictamente las normas de seguridad establecidas por la ARN o
equivalentes.
2) Lea atentamente los protocolos de Protección y Seguridad Radiológicas
anexados al final, que deben observarse en un Laboratorio de Radioisótopos.
c) PROCEDIMIENTO
1) Determinar gráficamente el centro del “fotopico”.
2) Seleccionar el discriminador INFERIOR O NIVEL DE CANAL en 50 uat antes
del máximo del “fotopico”.
3) Seleccionar el discriminador SUPERIOR O ANCHO DE VENTANA, en 10 %
de 1000 uat o 100 uat, de modo que ahora se miden los pulsos comprendidos entre –
50 y + 50 uat con centro en el máximo del “fotopico”.
4) Contar los tubos duplicados un minuto.
5) Calcular B/B0 para patrones y sueros.
6) Graficar en logit-log B/B0 de los patrones, y calcular las concentraciones de T 4
por interpolación.
Un Becquerell = 1 Bq = 1 des/s
Un Curie = 1 Ci = 3,7 1010 des/s = 2,22 1012 des/min
Un mCi = 3,7 107 des/s = 2,22 109 des/min
Un Ci = 3,7 104 des/s = 2,22 106 des/min
MANUAL DE SEGURIDAD RADIOLOGICA PARA EL LABORATORIO
PRINCETON UNIVERSITY 2007. 12553Iodo
Características físicas: Vida media: 60.1 días. Emisiones: Las principales son rayos
gamma de 35 keV y rayos X de 27-32 keV. Semi-espesor: 0.02 mm en Pb; 2 cm en
72
tejidos. (Semi-espesor es la distancia lineal de material necesaria para reducir la
intensidad de la radiación un 50 %). Dosis y protección: La velocidad de dosis a 10
cm: 15 mrem/hour/mCi (para una fuente de punto no apantallada). Escudo: Pb en
láminas u hojas, cuando se usan centenares de microcuries o en el orden del
milicurie. No son necesariassi se usan cantidades bajas (microcurie) como en los
equipos de RIA. Límite Anual de Ingestión (LAI): 60 µCi vía la inhalación, y 40 µCi
vía oral. La ingesta de un LAI producirá una dosis de 5 rem. El órgano crítico para
protección es la glándula tiroidea. Detección: Un cristal de centelleo de ioduro de
sodio es el método preferido pora detectar Iodo-125. No es probable que los
detectores de G-M capten la presencia de Iodo-125 en cantidades menores a
100.000 dpm (0,05 µCi). Precauciones: Puede liberarse yodo volátil desde I-125 o
de compuestos iodados que contienen centenares de microcuries o más. Los
recipientes de Iodo-125, incluso los viales de muestras de compuestos iodados,
siempre deben abrirse en una campana extractora. El personal que usa I-125 en
centenares de microcuries o más, deben llevar los guantes dobles y cambiarlos
cuando se contaminen. Las marcaciones de moléculas deben realizarse bajo estricto
control de la autoridad regulatoria, porque se maneja I2 radioactivo volátil con
Actividades de 500-2000 Ci. Después de una iodación, el personal debe someterse
a un bioensayo de contaje tiroideo. Depósitos y eliminación de Residuos: Sólidos:
almacenados en contenedores de Pb en un programa de decaimiento a Teluro
estable. Líquidos: sometidos a programas de eliminación cloacal. El límite mensual
de acumulación secundaria es 30 µCi.
Procedimientos modelo de seguridad en la apertura de bultos de material
radioactivo. Health Department, NY.
a. Colocarse guantes para prevenir la contaminación de las manos.
b. Visualmente inspeccione el paquete para cualquier señal de daño. Si el daño es
importante se detiene el procedimiento y se notifica a ARN.
c. Abra el paquete con los pasos preventivos siguientes:
1. abra el paquete exterior (direcciones de fabricante, etc) y quitar las ataduras del
embalaje.
2. abra el paquete interno y verificar que los contenidos están de acuerdo con lo
que se espera.
3. inspeccionar la integridad de la fuente (es decir inspeccione posibles roturas de
tapas, viales, la pérdida de líquido, o decoloramiento del material). Si algo es de
otra manera que lo esperado, se detiene y se notifica a la ARN.
Reglas para el uso de material radioactivo
1. Emplear cobertores de superficie lisos no-absorbentes y ropa de protección
adecuada según las actividades.
2. Colocarse guantes. No comer, beber, fumar, o aplicarse cosméticos. No
almacenar comidas, bebidas o efectos personales cerca de las Fuentes.
3. Disponer de receptáculos para desechos identificados, y con escudos
protectores.
4. No usar pipetas con la boca.
5. Separar los dispositivos volumétricos “fríos” de los “calientes”.
73
6. Si hay derrames se usa papel absorbente con guantes para limpiar.
7. La contaminación removable debe dar menos de 200 dpm/100 cm2 para
Iodo-125, y de 1000 dpm/100 cm2 para otros radionucleídos.
8. Notificar incidentes que superan las pautas, o accidentes a la ARN.
74