Prácticas de Análisis Instrumental

Prácticas de Análisis
Instrumental
Asignatura: Análisis Instrumental
Alumno: Daniel González Mancebo
Practica 1.
DETERMINACIÓN DE CONSTANTES DE EQUILIBRIO MEDIANTE
ESPECTROFOTOMETRÍA UV- VISIBLE.
Lo primero que debemos hacer es preparar los tampones de acido acético y
acetato. Los preparamos en matraces de 25 ml y luego los trasvasamos a unos botes.
Marcamos bien todo el material para no equivocarnos. Los tampones van a tener un
pH comprendido entre 3,5 y 6. Para ello mezclamos apropiadamente volúmenes de
acético y acetato (los dos de concentración 0,5 M), en nuestro caso lo haremos en
proporciones que van desde 10:1 a 1:10, como más adelante se indica en la tabla. Una
vez echamos el acético y acetato enrasamos con agua y lo trasvasamos.
A continuación tenemos que preparar una disolución de verde de bromocresol
1.40 x10-4 M (50mL). Para ello pesamos en balanza analítica, en un vaso de
precipitados pequeño, aproximadamente 0,0049 g del indicador, lo disolvemos en la
mínima cantidad de etanol y lo llevamos desde el vaso hasta un matraz de 50 ml.
Arrastramos con agua y lo enrasamos. En nuestro caso la cantidad pesada en balanza
analítica fue: 0,0054 g. Los cálculos para calcular la cantidad de verde de bromocresol
que necesitamos son los siguientes:
698.04 g
 4.886 x10 3 g de verde de bromocresol
1mol
Una vez preparada la disolución pasamos a preparar las muestras. Para esto lo
que hacemos es lo siguiente:
1.40 x10 4 mol / L  0.050 L 
-
Pipeteamos 2 ml de la disolución de verde de bromocresol y se lo añadimos a
cada uno de los 13 matraces de los que disponemos.
Seguidamente añadimos 10 ml de disolución tampón. A cada matraz le
añadimos una diferente de las anteriormente preparadas.
Enrasamos todos ellos, una vez preparados, con agua.
Con este paso ya tenemos preparadas las muestras para meterlas en el
espectrofotómetro y leer la absorbancia de cada una de ellas.
A continuación lo que hacemos es calibrar un pH-metro y medir el pH de cada una
de las 13 muestras preparadas y lo anotamos. Mientras tanto también podemos ir
midiendo la absorbancia en el espectrofotómetro, para ello.
-
Realizamos un blanco, como vamos a medir en el visible el blanco puede ser
simplemente agua.
A continuación, metemos en la cubeta la muestra 1 (acida) y la muestra 13
(básica), y con ellas registramos el espectro para conocer la λ de máxima
absorción de la forma acida y de la forma básica.
-
Introducimos todas las cubetas y medimos su absorbancia a las λ seleccionadas
anteriormente y lo anotamos todo. Teniendo como resultado de todo esto la
siguiente tabla:
Nota: Las λ de máxima absorción son: Acida (λ = 442,5 nm) Básica (λ= 615,5 nm)
V HAc
0,0
10,0
9,0
8,0
7,0
6,5
6,0
5,5
5,0
4,0
3,0
2,0
1,0
0,0
0,0
V Ac0,0
0,0
1,0
2,0
3,0
3,5
4,0
4,5
5,0
6,0
7,0
8,0
9,0
10,0
0,0
pH
2,65
2,82
3,43
3,90
4,00
4,21
4,31
4,43
4,56
4,74
4,93
5,18
5,48
6,90
8,91
A(442,5)
0,276
0,274
0,273
0,256
0,235
0,218
0,211
0,195
0,170
0,156
0,127
0,099
0,073
0,041
0,043
A(615,5)
0,017
0,016
0,052
0,123
0,171
0,202
0,236
0,276
0,300
0,380
0,446
0,513
0,580
0,667
0,690
NOTA: Los datos correspondientes a la primera y última fila se corresponden a que medimos el
pH y la absorbancia de una disolución con unas gotas de NaOH y de otra de unas gotas de HCl, es decir,
de una base y un ácido fuertes, para comprobar que las curvas se hacen asintóticas. Los valores
obtenidos también se representan.
0,8
0,7
Absorbancia
0,6
0,5
0,4
0,3
0,2
0,1
0
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
4
4,5
pH
5
5,5
6
6,5
7
7,5
8
8,5
9
9,5
Una vez lo hemos representado observamos que el punto de corte de ambas
graficas representa el punto en el que pH = pKa y por tanto el punto de equivalencia,
es decir, [HIn] = [In-]:
[ In  ]
pH  pK  log
[ HIn]
Luego con el punto obtenido podemos calcular la K del verde de bromocresol.
En este punto el pH = 4,25. Por tanto Ka  10-4,25  5,62 x10-5
Esta manera de calcular la constante del indicador se corresponde con una manera
grafica de calcularlo, pero también se puede obtener mediante un método algebraico
(Wilson y Léster) de la siguiente manera:
- Representamos en dos rectas diferentes, una para cada longitud de onda,
( A  Ab )
frente al pH.
log m
( Aa  Am )
Para λ = 442,5 nm
log
pH
4,00
4,21
4,31
4,43
4,56
4,74
4,93
5,18
5,48
( Am  Ab )
( Aa  Am )
0,8
0,672
0,482
0,414
0,276
0,081
-0,022
-0,243
-0,492
-0,816
0,4
0,6
0,2
0
-0,2
0
1
2
3
4
5
6
-0,4
-0,6
-0,8
y = -1,0121x + 4,7442
R2 = 0,9972
-1
Para λ = 615,5 nm
pH
4,00
4,21
4,31
4,43
4,56
4,74
4,93
5,18
5,48
( A  Ab )
log m
( Aa  Am )
0,52764664
0,42124809
0,31661174
0,20370058
0,13927817
-0,06854493
-0,24506747
-0,44750841
-0,70911571
0,6
0,4
0,2
0
0,00
-0,2
1,00
2,00
3,00
-0,4
-0,6
-0,8
y = -0,864x + 4,0321
R2 = 0,9959
4,00
5,00
6,00
Serie1
Con las ecuaciones de las rectas, se puede conocer el pKa, sabiendo que es igual al pH
cuando y=0. Aplicando esto obtenemos que:
Para la primera representación pKa = 4,69
Ka  10-4,69  2,04x10-5
Para la segunda representación pKa = 4,66
Ka  10-4,66  2,19x10-5
Por tanto la Ka del verde de bromocresol hemos calculado por este
método vale: (2,12 ± 0,08)·10-5 y la calculada por el método anterior 5,62 x10-5
Practica 2.
DETERMINACIÓN DE Na Y Ca MEDIANTE ESPECTROSCOPÍA ATÓMICA
DETERMINACIÓN DE Na EN UN AGUA MINERAL MEDIANTE
FOTOMETRÍA DE LLAMA
En primer lugar preparamos 100 ml de una disolución 10,0 µg/ml de Na+ a partir
de una disolución madre de 1000 µg/ml de Na+ que ya nos dan. Para ellos pipeteamos
de la disolución que nos dan y la vertemos en un matraz de 100 ml y luego enrasamos
con agua, a continuación la vertemos en otro bote del cual la utilizaremos.
A continuación pipeteamos volúmenes de 0.5 ml, 1.0 ml, 2.0 ml, 2,5 ml, 3 ml, 5.0
ml y 7,5 ml, de la disolución preparada y los vertemos en matraces de 25.00 ml y
enrasamos con agua. Estas serán nuestros patrones que nos servirán para establecer
una curva de calibrado, es decir, determinar a qué concentración se produce una
ruptura de la linealidad como consecuencia de la auto absorción del sodio.
Debido a que el aparato es algo lento debemos de preparar también las muestras
antes de pasar a medir la emisión de patrones y muestras. Para preparar las muestras
debemos de pipetear 2,5 ml de un agua comercial y llevarlo a un matraz de 25 ml
donde se enrasa. Esto lo hacemos por triplicado.
Antes de medir directamente todos los patrones y las muestras debemos de
ajustar la sensibilidad del método. Por tanto lo que debemos de hacer en primer lugar
es lo siguiente:
Introducimos en la llama algunos de las disoluciones preparadas. En nuestro
caso introducimos aquellas de concentración 0,4; 1; 1,2; 2; 3 ppm Na +, además
del blanco. Con estos datos obtenemos la siguiente grafica, y observamos que a
partir de concentraciones próximas a 2 ppm Na+ se pierde la linealidad, y por
tanto nuestro límite se establece en ese punto.
[Na] ppm
0,0
0,4
1,0
1,2
2,0
3,0
I em 1
-0,002
0,214
0,485
0,559
0,792
1,044
"Curva" de calibrado
1,2
1
0,8
Emisión
-
0,6
0,4
0,2
0
-0,2
0,0
0,5
1,0
1,5
2,0
ppm Na
2,5
3,0
3,5
-
Una vez hecho lo anterior procedemos a medir el valor de la emisión, a 589 nm,
de todos los patrones preparados. Una vez hecho esto, obtenemos la recta de
calibrado que nos servirá mas adelante para compararla con las muestras.
Recta de calibrado
I em 2
1,2
0,0
0,001
1
0,2
0,196
0,8
0,4
0,389
0,6
0,536
0,8
0,697
0,2
1,2
1,021
0
Emisión
[Na] ppm
0,6
0,4
0,0
0,2
0,4
0,6
0,8
1,0
ppm Na
NOTA: De esta grafica podemos obtener la ecuación de la recta que utilizaremos para
obtener la concentración de Na en la muestra. La recta que obtenemos es la siguiente:
y = 0,8406x + 0,025
-
R2 = 0,9976
Ahora medimos la emisión de las 3 muestra preparadas anteriormente, y
ayudándonos de la recta de calibrado hallamos la concentración de Na en el
agua comercial. El resultado que obtenemos es:
Muestra1: 0,791
Muestra2: 0,789
Muestra3: 0,809
Con esto valores obtenidos y la ecuación de la recta anterior podemos obtener las ppm de Na
de la muestra.
0,791 = 0,8406x + 0,025
0,789 = 0,8406x + 0,025
0,809 = 0,8406x + 0,025
x = 0.911 ppm Na
x = 0,909 ppm Na
x = 0,933 ppm Na
Por ultimo solo tenemos que tener en cuenta que el resultado obtenido son las
ppm de Na que tenemos en los 25 ml del matraz, y nosotros queremos las ppm de Na
que hay en el agua comercial del que pipeteamos 2,5 ml. En resumen el resultado es:
1) 9,113 ppm de Na en el agua comercial
2) 9,089 ppm de Na en el agua comercial
[Na+]: 9,2 ± 0,1mg/L
3) 9,327 ppm de Na en el agua comercial
1,2
1,4
DETERMINACIÓN DE Ca EN UN AGUA MINERAL MEDIANTE ABSORCIÓN
ATÓMICA DE LLAMA
El procedimiento de esta práctica es muy similar a la anterior. Lo único reseñable que
debemos de tener en cuenta es que una vez añadimos a los patrones la disolución de Ca
correspondiente, debemos de añadirle una gotas de acido clorhídrico concentrado y el enrase
de los matraces lo debemos de hacer con estroncio en vez de con agua. Esto debemos de
aplicárselo a todos los patrones a las muestras y también al blanco que vamos a utilizar. El
estroncio lo añadimos para evitar interferencias químicas con fosfatos o sales de calcio que
puedan estar presentes.
En este caso pipeteamos de la disolución madre (de 100 µg/ml), para preparar los
patrones, 0,5 ml, 1,0 ml, 1,3 ml, 1,5 ml, 2,0 ml, y 2,5 ml. Y para preparar las 3 muestras
pipeteamos 4,5 ml del agua comercial.
La recta de calibrado que obtenemos en este caso es la siguiente:
Recta de calibrado
[Ca] ppm
Absorción
0
-0,002
0,14
2
0,017
0,12
4
0,044
5,2
0,058
6
0,068
8
0,094
10
0,120
Absorción
0,1
0,08
0,06
0,04
0,02
0
-0,02 0
2
4
6
ppm Ca
Y la ecuación de la recta que obtenemos de esta grafica es la siguiente:
y = 0,0124x - 0,0051
R2 = 0,998
Los datos obtenidos de las muestras son:
Muestra1: 0,052
Muestra2: 0,053
Muestra3: 0,051
8
10
12
Cuando trasladamos estos datos a nuestra recta de calibrado obtenemos lo siguiente:
0,052 = 0,0124x – 0,0051
x = 4,605 ppm de Ca
0,053 = 0,0124x – 0,0051
x = 4,685 ppm de Ca
0,051 = 0,0124x – 0,0051
x = 4,524 ppm de Ca
Al igual que antes nos ocurre que estos resultados son los obtenidos para el
matraz de 25 ml que contenía nuestro problema, y nosotros queremos saber las ppm
de Ca que hay en el agua mineral en el que en este caso hemos pipeteado 4,5 ml. Por
tanto los resultados finales son los siguientes:
1) 25,583 ppm de Ca en el agua comercial
2) 26,027 ppm de Ca en el agua comercial
3) 25,134 ppm de Ca en el agua comercial
[Ca+2]: 25,6 ± 0,4 mg/L
Practica 3.
DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ DE UN VINAGRE
En primer lugar lo que debemos hacer es contrastar la disolución de NaOH que
ya tenemos preparada, y que es aproximadamente 0,1 M. Para el contraste utilizamos
ftalato acido de potasio y fenolftaleína. Pesamos en balanza analítica el ftalato, lo
llevamos a un matraz y lo disolvemos, añadimos la fenolftaleína y lo contrastamos
hasta viraje de la fenolftaleína. Los datos obtenidos son:
1º. 0,4125 g de ftalato.
2º. 0,4100 g de ftalato.
3º. 0,4085 g de ftalato.
Vgastado = 19,25 ml
Vgastado = 19,05 ml
Vgastado = 19,10 ml
M1: 0,1049
M2: 0,1054
M3: 0,1047
Mmedia = 0,1050 ± 0,0003
A continuación colocamos la cubeta para que los electrodos del pH-metro y del
conductimetro queden cubiertos hasta 300 ml, más o menos. Después de esto
añadimos 1 ml de vinagre, llenamos la cubeta (vaso de precipitados grande) hasta
300ml colocamos en su sitio los electrodos y comenzamos la valoración.
La primera la realizamos de 1 ml en 1 ml y vamos anotando los valores del
conductimetro y del pH-metro a la vez. Paramos la valoración sobre los 18 ml.
Con los valores obtenidos representamos la conductancia frente al volumen
añadido para ver los puntos límites.
pH
3,39
3,55
3,90
4,07
4,23
4,47
4,54
4,69
5,02
5,11
5,28
6,70
8,78
9,83
10,37
10,85
11,00
11,15
k (µS)
K (µS)
k (µS)
137,7
114,9
122,6
144,4
162,8
196,5
227,0
262,0
290,0
331,3
368,0
398,0
474,0
564,0
627,0
730,0
814,0
898,0
1000
900
800
700
600
500
400
300
200
100
0
0,0
2,0
4,0
6,0
8,0
10,0
12,0
14,0
16,0
ml NaOH
pH
12
10
8
pH
ml NaOH
0,0
1,0
2,0
3,0
4,0
5,0
6,0
7,0
8,0
9,0
10,0
11,0
12,0
13,0
14,0
15,0
16,0
17,0
6
4
2
0
0,0
2,0
4,0
6,0
8,0
10,0
m l NaOH
12,0
14,0
16,0
18,0
18,0
Decidimos que la siguiente valoración, a partir de 8 ml comenzamos a añadir de
0,5 ml en 0,5 ml para ver mejor y poder representar mejor esos puntos, hasta los 13
ml, después de aquí volvemos a añadir de 1 ml en 1 ml.
pH
k corregida
0,0
129,2
3,19
129,2
1,0
107,6
3,44
108,0
2,0
118,6
3,71
119,4
3,0
140,3
3,95
141,7
4,0
165,7
4,16
167,9
5,0
194,5
4,35
197,7
6,0
226,0
4,56
230,5
7,0
256,0
4,75
262,0
8,0
290,0
4,98
297,7
8,5
306,0
5,14
314,7
9,0
322,0
5,30
331,6
9,5
337,0
5,51
347,7
10,0
353,0
5,79
364,7
10,5
373,0
6,42
386,1
11,0
410,0
7,15
425,0
11,5
455,0
8,69
472,4
12,0
499,0
9,57
519
12,5
540,0
10,26
562,5
13,0
581,0
10,60
606,2
14,0
669,0
10,75
700,2
15,0
758,0
10,90
795,9
16,0
899,0
11,00
946,9
17,0
925,0
10,99
977,4
k (µS)
1000
900
800
700
600
500
400
300
200
100
0
0,0
2,0
4,0
6,0
8,0
10,0
12,0
14,0
16,0
ml NaOH
pH
12
10
8
pH
k (µS)
k (µS)
ml NaOH
6
4
2
0
0,0
2,0
4,0
6,0
8,0
10,0
12,0
14,0
16,0
ml NaOH
Una vez realizadas las dos valoraciones representamos las dos graficas, del pH y
la conductancia frente a los ml de valorante añadido.
NOTA: La última columna que hace referencia a la conductancia corregida, se refiere a que en
esta práctica no estamos tomando en cuenta el factor de la dilución, porque hemos considerado que el
volumen era constante. De todos modos queda demostrado al hacer la representación que este factor
no varia prácticamente nada los resultados.
Con estos datos, que son más exactos que los anteriores, podemos calcular el
valor del grado acético para el vinagre. Para ello tenemos que obtener gráficamente el
punto de equivalencia. Una vez obtenido este punto calculamos el grado acético de la
siguiente manera:
11.00  10 3 L NaOH 
0,1050 moles NaOH 1 mol CH 3 COOH 60.05 g CH 3 COOH


 100 mL 
1L
1 mol NaOH
1 mol CH 3 COOH
 6,94 g CH 3 COOH / 100 mL
18,0
18,0
Seguidamente de esto calibramos el pH-metro y preparamos una disolución de
KCl (25 ml 0,1M). Preparamos para todos los grupos 250 ml 1M. Luego para tener en
nuestra disolución una concentración de 0,1, añadimos a la cubeta 30 ml. Volvemos a
hacer la valoración igual que antes, salvo porque tenemos el pH-metro calibrado y la
disolución saturada con KCl, y observamos que al tener la disolución saturada la
conductancia permanece prácticamente constante.
pH calibrado
3,52
3,77
4,09
4,29
4,49
4,70
4,80
4,89
5,05
5,24
5,65
5,85
6,20
6,70
7,80
9,77
10,83
11,40
11,65
11,86
12,00
12,12
12,21
pH
14
12
10
pH
ml NaOH
0,0
1,0
2,0
3,0
4,0
5,0
5,5
6,0
7,0
8,0
9,0
9,5
10,0
10,5
11,0
11,5
12,0
12,5
13,0
14,0
15,0
16,0
17,0
8
6
4
2
0
0,0
2,0
4,0
6,0
8,0
10,0
12,0
14,0
ml NaOH
Con los datos obtenidos en esta valoración podemos representar el pH frente al
volumen añadido y calcular o estimar cual es el pKa del HAc. Para ello utilizamos la
ecuacuion de Henderson-Hasselbalch y obtenemos que el pH = pKa a la mitad del
punto final de la valoracion.
Punto final = 11 ml. Por tanto la mitad del punto final = 5,5 ml de NaOH. Ahora
miramos en la grafica que valor de pH le corresponde 5,5 ml de NaOH y obtenemos
que:
pH(5,5) = 4,8. Y por tanto pKa = 4,8 y Ka = 1,58·10-5
16,0
18,0