MANUAL ANALISIS INSTRUMENTAL EQUIPO 4

UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALISIS
INSTRUMENTAL
MANUAL DE ANALISIS INSTRUMENTAL
EQUIPO 3 GAVETA 5A
INTEGRANTES:
CASTRO CASTRO JANETH S21005360
FLORES POZOS KEVIN ALEXIS
FRIAS HERNANDEZ ANGEL JAVIER
GARCIA GARCIA FATIMA ARACELY S21005348
VALAZQUEZ GARCIA ISABEL
QUIMICO FARMACEUTICO BIOLOGO
PROFESORA: MARTINEZ AMADOR MARISA
SECCION 302
CONTENIDO PROGRAMATIVO
Introducción: Instrumentos analíticos.
1.- MICROMETRIA
a) manejo de microscopio.
Practica No. 1 Medición de objetos microscópicos.
2.-REFRACTOMETRIA
Practica No. 2 Uso y manejo del refractómetro de campo (calibración).
Aplicación de refractómetro de campo: Determinación del % de
sacarosa en refrescos.
Practica No. 3 Uso y manejo de refractómetro Abbe (calibración y
estandarización). Medición de % de alcohol en bebidas.
Practica No. 4 Uso, manejo y aplicación de refractómetro clínico
3.- POLARIMETRIA
Practica No. 5 Uso, manejo, aplicación de polarímetro (calibración).
Practica No. 6 Determinación polarimétrica de la inversión de la
sacarosa
4.- POTENCIOMETRIA
Practica No 7 Uso y manejo (calibración) de potenciómetro analógico y
digital.
Practica No 8 Determinación potenciométrica de ácido fuerte-base
fuerte.
Practica No. 9 Determinación potenciométrica acido débil- acido fuerte.
5.- ESPECTROFOTOMETRIA VISIBLE
Practica No. 10 Determinación colorimétrica del cobre en sulfato de
cobre.
a) calibración de tubos.
b) curva de calibración.
Practica No. 11 Determinación espectrofotométrica de cobre en sulfato
de cobre.
Practica No. 12 Determinación de máxima curva de adsorción de un
compuesto coloreado.
6.- ESPECTROFOTOMETRIA ULTRAVIOLETA
Practica no. 13 análisis espectrofotométrico de ácido acetil salicílico
en tabletas
7.- INFRAROJO
Práctica No. 14 Uso y manejo de Espectrofotómetro infrarrojo
8.- INTRODUCION A LA CROMATOGRAFIA HPLC
Practica No 15 Uso y manejo de HPLC.
REGLAMENTO DE LOS LABORATORIOS DE ANALISIS INSTRUMENTAL
1. Si el alumno tiene una circunstancia particular de salud deberá notificarla al
inicio del curso.
2. El margen de tolerancia de entrada al laboratorio será de 10 minutos de
acuerdo con el horario establecido.
3. Es obligatorio el uso de BATA blanca larga de algodón con mangas largas y
el equipo de protección personal. Usar zapato cerrado y mantener el cabello
recogido.
4. Queda prohibido consumir alimentos y bebidas dentro del laboratorio.
5. Queda prohibido el uso indebido de dispositivos electrónicos al interior del
laboratorio.
6. Al entrar al laboratorio deberá colocar sus pertenencias en el lugar indicado
dejando libre el área de trabajo.
7. Los desechos biológicos y químicos deberán disponerse en el lugar indicado
para ello.
8. Al concluir cada sesión de laboratorio, deberá dejar limpia el área, así como
el material utilizado.
9. Verifique siempre que conecta los aparatos al voltaje adecuado y apagarlos
después de utilizarlos. En caso de que sufra algún desperfecto reportarlo
inmediatamente. Anotarse en la bitácora de servicio.
10. En caso de perder o quebrar cualquier material del laboratorio, deberá
reponerlo en especie inmediatamente con el profesor correspondiente.
11. Está prohibido extraer material, reactivos o equipo sin previa autorización.
12. En caso de producirse un accidente informe de inmediato al responsable de
laboratorio.
LABORATORIO DE ANALISIS INSTRUMENTAL
REGLAMENTO INTERNO
1. Registrarse en la libreta correspondiente para uso de instrumentos y equipo.
2. Leer el manual de operación de cada instrumento antes de su uso.
3. Conectar el instrumento y esperar el tiempo indicado para su uso.
4. Calibrar el instrumento a utilizar según su procedimiento.
5. Guardar las reglas de seguridad indicadas para el empleo de cada
instrumento.
6. Dejar limpio el instrumento y con su protección correspondiente
7. Dejar limpio y seco el material empleado como son celdas o tubos empleados
según indicaciones del maestro.
8. Dejar desconectado el instrumento
9. En caso de incumplimiento de los puntos anteriores se sancionará de
acuerdo con la falta
QUÍMICO FÁRMACO BIÓLOGO
MISIÓN
Formar profesionales de la Salud que reúnan conocimientos, habilidades y actitudes
para servir a la sociedad responsablemente en el diseño, evaluación, producción,
distribución, dispensación, selección, información y regulación de los
medicamentos, agentes de diagnóstico y reactivos clínicos, así como otros servicios
que permitan prevenir y diagnosticar enfermedades, mantener y recuperar la salud
de acuerdo a la normatividad del país y recomendaciones de la OMS.
VISIÓN
Ser un Programa Educativo de excelencia que garantice en sus egresados que los
conocimientos teórico-prácticos adquiridos durante su formación académica les
permitan ser innovadores, socialmente responsables y competitivos en el saber,
saber hacer y saber ser en el mercado laboral.
DESCRIPCIÓN
La carrera de Químico Farmacéutico Biólogo representa en nuestro país el vínculo
profesional más próximo entre el área de las Ciencias de la Salud y la Química, por
lo que con frecuencia es difícil reconocer las fronteras entre cada una y delimitar
con precisión su ámbito de acción; esta circunstancia repercute de manera directa
en los planes de estudio y consecuentemente en el perfil del egresado, ya que la
realizar las revisiones correspondientes se modifican los contenidos de las campos
de la Química, la Farmacia y de la Biología, otorgándole a la carrera orientaciones
muy diferentes en el ámbito nacional.
OBJETIVO
Formar profesionales de la química cuyos conocimientos permitan comprender la
estructura de la materia viva en sus diferentes niveles de organización, capaces de
desempeñarse en el área de la salud.
Proporcionar las bases teóricas del análisis, así como su aplicación práctica a
diversos tipos de muestras acatando las normas y principios de control de calidad.
Orientador en la farmacia con relación a la dispensación de medicamentos al público
en un uso correcto y riesgos de estos.
Proporcionar las bases bioquímicas y farmacéuticas que permitan ampliar las
perspectivas de su formación profesional, así como su incursión en nuevos campos
de Farmacia Hospitalaria.
PERFIL DE INGRESO
El perfil de ingreso de los estudiantes a la Carrera en el contexto nacional requiere
incluir bases sólidas en Química, Biología, Física y Matemáticas. Es recomendable
que tenga conocimientos de inglés, computación y de lectura y redacción y aprobar
el examen de ingreso a la Universidad.
PERFIL DE EGRESO
De acuerdo con las características del entorno, a las necesidades que tiene la
sociedad con relación a esta área de conocimiento, a los avances en la ciencia y la
tecnología, así como a las perspectivas y requerimientos en el campo de trabajo,
con el nuevo plan de estudios la Universidad Veracruzana formará profesionales de
la carrera de Químico Farmacéutico Biólogo que posean los conocimientos,
habilidades, actitudes y destrezas que les proporcionen la capacidad de:
• Actuar como individuos conscientes de la realidad social, económica y cultural
de nuestro país, comprometidos en las decisiones y responsabilidades
inherentes a su campo profesional.
• Establecer una buena relación e intercomunicación con sus compañeros de
trabajo en las distintas áreas en que incursiona el Q.F.B., participando en
equipos inter y multidisciplinarios con actitud de apertura y respeto, y con una
identidad bien definida.
• Dar respuesta a las necesidades sociales en el campo relacionado con la
farmacia, la bioquímica clínica, la ciencia de los alimentos y otras áreas de la
química relacionadas con su quehacer profesional, siendo propositivo e
innovador, actuando siempre de acuerdo a las normas éticas y procurando la
preservación del medio ambiente.
• Incursionar en la farmacia industrial en el proceso de diseño y producción de
medicamentos, cosméticos, reactivos de diagnóstico y productos biológicos,
de acuerdo a la normatividad vigente, con un alto sentido de responsabilidad
y compromiso.
• Ejercer la farmacia clínica, tanto en los hospitales como en la comunidad,
participando en la farmacovigilancia y servicios farmacéuticos en general, con
un alto sentido de responsabilidad social y un amplio conocimiento de las
condiciones legales de la actividad farmacéutica.
• Participar en la industria química, en los procesos de síntesis y extracción de
materias primas, procurando el aprovechamiento racional de nuestros
recursos naturales.
• Desempeñarse en el área de análisis clínicos participando en la realización e
interpretación de las pruebas de laboratorio para contribuir al diagnóstico,
•
•
control y prevención de enfermedades, de acuerdo con los aspectos
legislativos y administrativos vigentes, mostrando siempre responsabilidad,
compromiso y actitud de servicio.
Participar en el campo de la ciencia y tecnología de los alimentos, en procesos
de análisis, conservación e industrialización de los diversos productos que se
cultivan en la región.
Desarrollar actividades en diversas áreas de la química tales como forense y
ambiental entre otras, coadyuvando a la resolución de la problemática
regional, estatal y nacional.
Valores para trabajar en el laboratorio de Análisis Instrumental
•
Apertura para la interacción y el intercambio de información
•
Disposición para la colaboración
•
Compromiso en el desarrollo de las actividades teóricas y practicas
•
Responsabilidad en el cumplimiento de las tareas individuales y colectivas
•
Autonomía para desarrollar las actividades teóricas y practicas
•
Respeto a los miembros de la clase
•
Tolerancia a la opinión de los compañeros
•
Honestidad para expresarse
Código de ética del estudiante universitario
La naturaleza de las funciones universitarias hace que las personas sean la parte
primordial de todos los componentes y recursos con los que cuenta la institución.
Coordinar y armonizar los esfuerzos individuales y colectivos en un ambiente de
complejidad y amplitud espacial es una labor que requiere de la participación
comprometida de todos quienes forman parte de esta, pero también de instrumentos
que orienten su actuar no sólo desde la perspectiva legal sino ética. Es así como
nace la idea de elaborar un Código de Ética de la Universidad Veracruzana.
La Constitución Política de los Estados Unidos Mexicanos brinda un marco de
actuación dentro de los valores de legalidad, honradez, lealtad, imparcialidad y
eficiencia en el ejercicio de la función pública. Éstos y otros valores son consignados
en la legislación universitaria y, en congruencia con ello, se han desarrollado los
distintos capítulos que conforman el Código de Ética de la Universidad Veracruzana.
En él se recuperan los principios y valores que deben orientar la realización de los
fines de la universidad pública, por lo que se plantea como una carta de principios
y valores declarados como propios por la Universidad Veracruzana, y no como un
conjunto de normas a partir de cuyo incumplimiento surja un proceso sancionador.
El Código se organiza a partir de dos títulos con sus correspondientes capítulos. El
primer título y su único capítulo tienen como objetivo ofrecer a los integrantes de la
comunidad universitaria información básica del mismo: a qué obedece su
denominación, quiénes son sus destinatarios, cuál es la finalidad que se persigue
con su creación y cómo se encuentra organizado. El título segundo recoge un
conjunto de principios y valores que han sido reconocidos en instrumentos legales
de diversa naturaleza y jerarquía, así como conductas de quienes llevan a cabo las
funciones sustantivas de la Universidad. En este sentido, cada capítulo genera un
acercamiento al contenido del valor o principio en cuestión y asocia a él conductas
que se consideran deseables para la actuación conforme al mismo, asimismo se
enlistan de forma enunciativa mas no limitativa una serie de conductas que no
deberían realizarse a fin de no caer en falta de carácter ético en el cumplimiento de
las tareas y funciones universitarias.
Se espera que este código apoye a los integrantes de la comunidad universitaria a
encauzar y resolver los conflictos éticos que se les presenten con motivo de su
quehacer. Es necesario también que en el futuro sus principios se incorporen en el
desarrollo curricular de los Programas Educativos, de modo que orienten y
configuren el eje axiológico de las experiencias educativas, y que su aceptación sea
explícita en las competencias de los egresados. Del mismo modo, su aplicación
deberá orientar las acciones encaminadas a consolidar la responsabilidad social
universitaria y la construcción de una cultura de paz. En conjunto se trata de
aspiraciones legítimas y necesarias para construir una cultura ética con lo que la
Universidad contribuye al desarrollo de la sociedad veracruzana.
ROMBO DE SEGURIDAD NFPA 704
INTRODUCCION
OBJETIVO DE LA QUIMICA ANALITICA:
La química analítica se puede dividir en dos áreas llamadas análisis cualitativo y
análisis cuantitativo. El análisis cualitativo, trata de la identificación de sustancias,
que elementos o compuestos están presentes en una muestra. En el análisis
cuantitativo se trata de la determinación de la cantidad de una sustancia en
particular, que se encuentre presente en una muestra.
Si este componente particular presenta más de 1 % de la muestra, se le considera
un componente principal. Si es del 0.01 % de la muestra, se le considera un
componente menor.
Finalmente, si se encuentra en la muestra en una proporción menor al 0.01%, se
considera como un componente vestigial. Otra clasificación del análisis cuantitativo
se puede basar en el tamaño de la muestra con la que cuenta para el análisis. Las
subdivisiones no están muy bien definidas, se unen en forma imperceptible y son
en general, como sigue: análisis macro, cuando el peso de la muestra empleada es
mayor de 0.1 g; los análisis semimicro, se realizan con muestras de 10 a 100 mg;
en los análisis micro, las muestras empleadas son de 1-10 mg y los análisis
ultramicro, involucran muestras del orden del microgramo (1 microgramo =10 -6).
CLASIFICACIÓN DE LOS MÉTODOS ANALÍTICOS.
1.- En base a la propiedad que se observa en el proceso de medición final.
Métodos volumétricos, Métodos gravimétricos, Métodos electroquímicos
2.- Métodos clásicos y Métodos instrumentales.
Métodos clásicos:
En los primeros años de la química, la mayor parte de los análisis se realizaban
separando los componentes de interés de una muestra (los analitos) mediante
precipitación, extracción o destilación. En los análisis cualitativos, los componentes
separados se trataban seguidamente con reactivos, originando así productos que
podían identificarse por sus colores, sus puntos de ebullición, de fusión, sus
solubilidades en diferentes solventes, sus olores, sus actividades ópticas o sus
índices de refracción.
Métodos instrumentales.
Inicia a partir de los años treinta, con la medición de otras propiedades físicas de
los analitos como conductividad, potencial del electrodo, absorción o emisión de la
luz, razón masa-carga, fluorescencia y el empleo de técnicas de separación más
eficaces como la cromatografía, que reemplazaron a la destilación, extracción,
precipitación como una etapa previa a su determinación cualitativa y cuantitativa;
dando lugar a lo que hoy conocemos como métodos instrumentales de análisis.
-
TIPOS DE MÉTODOS INSTRUMENTALES
Para este tipo de análisis es importante conocer las propiedades físicas que son
utilizadas como señales analíticas en análisis cualitativo y cuantitativo como se
muestra en el cuadro siguiente.
Algunas técnicas instrumentales son más sensibles, que las clásicas, pero otras
no.
http://es.slideshare.net/belkyspereira/mtodos-analticos-unidad-1-anlisisinstrumental-1
- INSTRUMENTOS PARA EL ANÁLISIS.
Un instrumento para el análisis químico convierte una señal analítica que no
puede ser detectable y comprensible por el hombre en una forma que si lo es. Un
instrumento analítico es considerado como un dispositivo de comunicación entre el
sistema de estudio y el químico analista. Un instrumento para el análisis suele estar
constituido por cuatro componentes principales:
• Generador de señales.
• Transductor de entrada (detector).
• Procesador de la señal.
• Transductor de salida o dispositivo de lectura.
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FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
PRACTICA 1
“Micrometría: manejo del microscopio. Medición de
objetos microscópicos”
Objetivo
Conocer y manejar el micrómetro de platina y micrómetro ocular para la medición
de células
Fundamento
La micrometría puede definirse como el arte de medir el tamaño de los detalles
estructurales de los objetos o preparaciones que se observan al microscopio. En
Micrometría la unidad de medida es la micra (µ) que equivale a 0.001mm. También
se puede utilizar el Angstrom (Å) donde 10 000 equivalen a 1 micra.
El micrómetro es un campo graduado en el ocular del microscopio que presenta
una escala de 0 a 100. El micrómetro de platina u objetivo es un portaobjetos tiene
en su centro unas líneas paralelas de una distancia de 0.01 mm o 10 micras.
Después de calibrar en el microscopio cada objetivo no se deben de cambiar los
oculares con los de otro microscopio. Cada microscopio debe ser calibrado como
unidad aislada.
La micrometría tiene aplicación en Biología para las mediciones citológicas que
sirven como parámetro de identificación de organismos. En el área Farmacéutica
para medición de tamaño de partículas de polvo destinados a uso farmacéutico.
MATERIAL
- Laminillas ya preparadas, polvos farmacéuticos, polen.
MUESTRAS
- Laminilla teñida de muestra sanguínea.
- Laminilla teñida de parásitos.
- Laminilla teñida de varias células.
- Polen
- Polvos usos farmacéuticos.
- REACTIVOS (No aplica)
ESQUEMA DEL MICROSCOPIO OPTICO EMPLEADO
ESQUEMA DE MICROMETRO OCULAR Y DE PLATINA.
ESQUEMA DEL SISTEMA OPERATIVO (Microscopio)
CALIBRACION
8. ESCALAS DE MEDICION
ESCALA DE MICROMETRO OCULAR
ESCALA DE MICROMETRO DE PLATINA
ESCALAS SOBREPUESTAS PARA CALCULAR FACTOR
a) Verificar las conexiones a la luz del microscopio
b) No tallar los micrómetros oculares y de platina.
c) al enfocar tener cuidado de no topar el objetivo con el micrómetro de platina.
e) apagar y desconectar el microscopio
d) colocar los oculares del microscopio en su lugar
e) entregar limpio en microscopio y con su protección
f) entregar limpios los micrómetros.
g) trabajar el mismo micrómetro de platina y ocular que utilizo en el microscopio
donde realizo su calibración, cada objetivo tiene que ser calibrado (no realizar
calibración en inmersión)
TÉCNICA.
-Colocar el micrómetro ocular en el microscopio, desenfocado el objetivo. Mover el
ocular hasta que las líneas se vean claras.
-Colocar el micrómetro de platina y enfocar (hacer los pasos en orden).
- Enfocar con el micrómetro de tal manera que se vean las dos escalas de los
micrómetros superpuestas.
Mover el micrómetro de la platina hasta que una de las líneas coincida exactamente
con una de las líneas numeradas del micrómetro ocular, se cuentan las divisiones
del objetivo que coinciden con el ocular. Verificar el dato.
-Para el cálculo se aplica la formula siguiente:
Factor micrométrico =
4 X 0.001
10
= 0.004𝑚𝑚 = 4 µ
Este cociente permitirá conocer el valor de las divisiones en el micrómetro ocular.
Ejemplo: supongamos que 10 divisiones del micrómetro ocular, corresponden a 4
del objetivo o de platina; esto quiere decir que 10 divisiones del ocular, representan
4 veces 0.01 mm que es el valor de 4 divisiones del objetivo. La operación será:
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑣𝑖𝑠𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝑜𝑏𝑗𝑒𝑡𝑖𝑣𝑜 𝑋 0.01 𝑚𝑚
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑣𝑖𝑠𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝑜𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
Una vez obtenido el factor; colocar la preparación en la platina, enfocar. Utiliza el
micrómetro ocular con el cual se calibro previamente.
sanguíneo donde identificamos y medimos las siguientes células
OBSERVACIONES
Al calibrar el microscopio se utilizaron diferentes
micrómetros de objetivo y de platina por lo que hubo 4
divisiones para encontrar dos sobre puestas
RESULTADOS
Celula/muestra
Valores obtenidos
4 divisiones
Medicion en
micras (μ)
4×4 = 16 μ
Valor de
referencia
10 μm
Basofilo
Eritrocito
3 divisiones
3×4 = 12 μ
7.8 μm
Linfocito
3.5 divisiones
3.5×4 = 14 μ
3 – 18 μm
Hifa de hongo
(ancho)
Hifa de hongo
(largo
Polen
8 divisiones
8×4 = 32 μ
1 -2 μm
16 divisones
16×4 = 38 μ
?
9.5 divisiones
9.5×4 = 38 μ
10- 150 μm
CUESTIONARIO
1. ¿Qué importancia presenta la medicion de celulas sanguineas?
Permite a los medicos diagnosticar numerosas enfermedades y medir niveles de
diferentes sustancias en el cuerpo
2. ¿Qué aplcacion tiene el uso del micrometro en la industria farmaceutica?
Permite medir con facilidad las dimensiones de las moleculas de polvos
INVESTIGACION
Es la tinción más empleada en frotis de sangre periférica o de médula ósea. Está
clasificada como tinción policromática, ya que tiñe compuestos básicos y ácidos de
las células.
El colorante BASICO (azul Metileno) se une a los componentes ácidos de las
células, ácidos nucleicos, gránulos en neutrófilos y proteínas acidas.
Mientas que la Eosina (colorante acido) se une a la hemoglobina, componentes
básicos de las estructuras celulares y los gránulos de los eosinófilos.
¿Cómo se hace la tinción?
1.- Cubrir el frotis sanguíneo con el colorante de Wright por un tiempo de 1-3
minutos.
2.- Cubrir la preparación con una solución buffer de fosfato (pH: 6.8-7.2) por un
tiempo de 3 minutos o más, mezclar suavemente hasta formarse un brillo metálico
en la superficie de la preparación (“basura” verde).
3.- Lavar a chorro de agua (pH neutro) la preparación y dejar secar el frotis al aire.
CONCLUSION
Mediante la observacion de las diferentes celulas y muestras oudimos comprobar lo
util y exacto que es el micrometro. Tambien aprendimos a calibrar y a utilizar este
instrumento ademas de las medidas de precaucion que debemos tomar en cuenta
al utilizar ademas de sus cuidados y correcta manipulacion.
BIBLIOGRAFIA
•
•
•
Ana Ma. Gurrola Togas. Manual de practicas analisis clinicos, UNAM pag.
28. Consultado en 01 sep 2022
Fortour, T. (Coord) Biologia Celular e histologica: preguntas y respuestas
pag. 156. Consultado en 01 sep 2022
Tinción
de
Wright.
(2020,
4
diciembre).
EduLabC.
https://edulabc.com.mx/tincion-de-wright/
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LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 2
“Uso y manejo del refractómetro de campo (calibración).
Aplicación de refractómetro de campo, determinación del
% de sacarosa en refrescos y jugos.”
Objetivo
El alumno aprenderá y comprenderá la calibración, uso y manejo del potenciómetro
analógico y digital. Determinar el % de sacarosa en refrescos utilizando el
refractómetro de campo.
Fundamento
La Refractometria es un proceso de medición, por medio del cual se determina un
valor específico de una sustancia: el índice de refracción.
Propiedades de la Radiación Electromagnética.
La radiación electromagnética es una forma de energía que se transmite a través
del espacio a grandes velocidades. Sus propiedades se explican mediante la teoría
ondulatoria clásica que emplea parámetros tales como longitud de onda,
frecuencia y amplitud. La radiación electromagnética no requiere un medio soporte
para su transmisión, por lo que se transmite fácilmente en el vacío; es considerada
como un flujo de partículas discretas o paquetes de energía llamados fotones o
cuantos. La energía de un fotón es proporcional a la frecuencia de radiación.
Cuando la radiación atraviesa un medio transparente, se produce una acción
recíproca entre el campo eléctrico y de la radiación y los electrones de enlace de la
materia como consecuencia la velocidad de propagación del haz entre la velocidad
de propagación del haz es menor en el vacío.
Refracción de la luz. Se da el nombre de refracción de luz a la desviación que sufre o experimentan los
rayos luminosos cuando pasan oblicuamente de un medio al otro. Por ejemplo,
cuando pasan del aire al agua y recíprocamente. Los rayos al refractarse, unas
veces se acercan y otras se alejan de lo normal. En el primer caso se dice que el
segundo medio es más refractante que el primero y en el segundo caso se dice que
es menos refractante.
El índice de refracción de una sustancia (n) se da por la relación entre la velocidad
de propagación en el medio y la velocidad en el vacío. El índice de refracción de
muchos líquidos varía entre 1.3 y 1.8 es de 1.3 a 2.5 o mayor en sólidos.
Los instrumentos más usados para la medición del (n) son del tipo de ángulo critico;
que se define como el ángulo de refracción en un medio cuando el ángulo de la
radiación incidente es de 90° (ángulo rasante). Se necesita una fuente enfocadora
o condensadora para producir un solo limite oscuridad-luz. El ángulo critico depende
de la longitud de onda, si se observa luz policromática no se observa un solo limite
nítido, sino hay una reacción cromática difusa entre las aéreas de luz y obscuridad;
así es imposible el establecimiento preciso del ángulo crítico. Esta dificultad se
supera a menudo por el uso de radiación monocromática.
Muchos refractómetros de ángulo critico van equipados con un compensador que
permite el uso de radiación de una fuente de tungsteno, pero compensa la
dispersión resultante de tal modo que da un (n) en función de la línea de sodio D.
El compensador consta de uno o dos prismas de Amici
Las propiedades de este complejo prisma son tales que la radiación dispersada
converge dando un solo haz de luz blanca que se desplaza en la trayectoria de la
línea amarilla del sodio D.
Material
• 2 frascos goteros.
• Agua destilada.
• Papel absorbente.
Muestras
• Refresco de toronja marca fresca 600 ml
• Jugo de naranja
• Jugo de caña
• Refresco de limón marca 7 up 600 ml
Esquema del instrumento y escala de medición
Sacarímetro ATAGO
Esquema del sistema operativo
Calibración
Procedimiento Operativo:
1) Abra cuidadosamente el prisma secundario y coloque de 2 a 3 gotas de agua
destilada en el centro de la superficie del prisma.
2) Cierre cuidadosamente el prisma secundario.
3) Observe por el ocular, aparece una línea clara y definida en el campo de
visión en el lugar que coincide en la línea de intersección de el campo claro
y oscuro con el cero de la escala.
4) Si la línea de intersección no coincide, ajustar a cero con el tornillo calibrador.
5) Queda listo para realizar lecturas.
6) Al finalizar seque el prisma con papel higiénico SIN TALLAR y cerrar el
prisma secundario para que esté listo para la siguiente muestra.
Precauciones
- No tallar los prismas.
- Secar con papel absorbente sin color, olor y con grabados.
- Dejar un pequeño papel absorbente entre los prismas.
Técnica
- Calibre el instrumento.
- Abra cuidadosamente el prisma
secundario y coloque de 2 a 3 gotas de
muestra en el centro de la superficie del
prisma.
- Cierre cuidadosamente el prisma
secundario.
- Observe por el ocular, leer el % de
sacarosa de la muestra.
- Al finalizar lave el prisma con 2 o 3
gotas de agua destilada y seque el
prisma con papel higiénico SIN TALLAR
y cerrar el prisma secundario para que
esté listo para la siguiente muestra.
Observaciones
•
•
•
•
•
•
Observamos una escala de medición que tenia un rango del 0-32.
Indicaba los grados Brix.
La temperatura era de 20 ˚C.
La luz blanca delimitaba la azul la intersección estaba en la línea 0.
Los intervalos de un numero a otro eran 4 rayitas.
Los grados brix de los refrescos se expresan en g de sacarosa por 100g de
solución por lo tanto los valores de referencia los obtuvimos de la información
nutricional.
Resultados:
Muestra
Valor obtenido
Valor
de
referencia
0.2 ˚Brix= 0.2 g de
sacarosa en 100 g de
solución
0g
5.1 ˚Brix= 5.1 g de
sacarosa en 100 g de
solución
11.8 ˚Brix= 11.8 g de
sacarosa en 100 g de
solución
9 ˚Brix= 9 g de
sacarosa en 100 g de
solución
Grafica
4.90 g
14 g
8g
valores obtenidos y de referencia
16
14
14
11.8
12
9
10
8
8
5.1
6
4.9
4
2
0.2
0
0
1
2
3
Series1
4
Series2
Cuestionario
1) ¿Qué es la refracción?
La refracción de la luz es cuando la onda lumica traspasa de un medio natural a otro
al propagarse, tras lo cual se produce de inmediato un cambio en su dirección y
velocidad.
2) Defina índice de refracción
Relación de la velocidad de la luz a través en un espacio vacío en relación de la
velocidad de la luz a través de una sustancia.
3) Cite la Ley de Snell
Es una formula que se utiliza para poder calcular el ángulo de refracción que tiene
la luz cuando atraviesa la superficie de separación que existe entre dos medios
diferentes
4) Defina ángulo crítico
Es el ángulo mínimo de incidencia en el cual se produce la reflexión interna total, de
incidencia mínima se denomina ángulo critico
5) ¿Cómo se relaciona la refracción con la dispersión?
Se utiliza en la industria agrícola, para diagnosticar salud de cultivos, en la industria
alimentaria para el control de análisis de procesamiento de alimentos. En la industria
farmacéutica para conocer la pureza de las sustancias
6) ¿Qué influencia tiene la temperatura en la medición del índice de refracción?
La vibración atómica aumenta si lo hace la temperatura, lo que provoca que los
átomos se separen y el valor de la densidad se reduzca
7) ¿Por qué es importante que se elimine el gas de la muestra?
Por que el gas provoca cambios en la densidad de la muestra
8) ¿Qué características deben tener las muestras a medir?
Deben ser filtrados, con la mínima sustancia insoluble característica
Desgasificarla
Conclusión
Mediante la utilización del refractómetro de campo logramos analizar el porcentaje
de sacarosa (azúcar o solidos) de las muestras, podemos observar mediante la
gráfica que el refractómetro es muy exacto ya que los resultados no fueron tan
exactos con los factores de referencia, en cuanto a la caña y la naranja varía más
por la maduración de la fruta, pero aun así se encuentra cercano al rango de
referencia. El refractómetro de campo permite de manera rápida fácil y precisa medir
solidos en un a sustancia y que utiliza un principio óptico para utilizarlo en una
unidad de medición.
Bibliografía
o Fisic. (s.f). refracción de la luz y ley de snell. Recuperado de:
ps://www.fisic.ch/contenidos/optica/refracci%C3%B3n-de-la-luz-y-ley-desnell/
o https://www.equiposylaboratorio.com/portal/articuloampliado/refractometros:-que-es-un-refractometro-tipos-de-refractometroscomo-funcionan-y-para-que-sirven
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 3
“Uso y manejo de refractómetro Abbe (calibración) y
estandarización. Medición de % de alcohol en bebidas”
OBJETIVO
•
•
Usar y calibrar el refractómetro Abbe.
Determinar en forma indirecta él % de etanol en bebidas empleando el
Refractómetro de Abbe.
FUNDAMENTO
Cuando un haz de luz que se propaga por un medio ingresa a otro distinto, una
parte del haz se refleja mientras que la otra sufre una refracción, que consiste en
el cambio de dirección del haz. Para esto se utiliza el llamado índice de refracción
del material, que nos servirá para calcular la diferencia entre el ángulo de
incidencia y el de refracción del haz (antes y después de ingresar al nuevo
material).
El efecto de la refracción se puede observar fácilmente introduciendo una varilla
en agua. Se puede ver que parece quebrarse bajo la superficie. En realidad, lo
que sucede es que la luz reflejada por la varilla (su imagen) cambia de dirección al
salir del agua, debido a la diferencia de índices de refracción entre el agua y el
aire.
Se utiliza la letra n para representar el índice de refracción del material, y se
calcula por la siguiente fórmula:
n = c0 n: índice de refracción del medio en cuestión
v co: velocidad de la luz en el vacío (3x108 m/s)
v: velocidad de la luz en el medio en cuestión
Es decir que es la relación entre la velocidad de la luz en el vacío y en el medio.
Dado que la velocidad de la luz en cualquier medio es siempre menor que en el
vacío, el índice de refracción será un número siempre mayor que 1.
En el vacío: n=1
En otro medio: n>1
LEY DE REFRACCIÓN (LEY DE SNELL)
El ángulo de incidencia θ1 es igual al ángulo de reflexión θ1'
n1 * sen θ1 = n2 * sen θ2
θ1= Ángulo entre el haz incidente y la normal (perpendicular)
a la superficie.
θ2= Ángulo entre el haz refractado y la normal a la superficie.
REACTIVOS
Agua destilada.
•
•
Etanol al 10%, 20%, 30%, 40% Y 50%
5 diferentes bebidas alcohólicas sin sacarosa.
EQUIPO O INSTRUMENTO
Refractómetro Abbe.
El Refractómetro Abbe sirve para determinar el índice de refracción y de la
dispersión cromática de líquidos y sustancias plásticas y sólidas, en el mayor
margen comprendido de 1.3 a 1.7.
El funcionamiento del refractómetro de Abbe está basado en el estudio del ángulo
límite en el que se produce la reflexión total del rayo que atraviesa los prismas y la
muestra entre ellos. Como este valor depende de los índices de refracción de las
sustancias atravesadas y, dado que el valor correspondiente a los prismas es
conocido, resulta posible conocer el índice de refracción de la muestra.
ESQUEMA DEL INSTRUMENTO
1. Ocular
2. Ensamble de iluminación de la
muestra
3. Perillas de abertura del prisma
4. Prisma secundario
5. Prisma principal
6. Termistor
7. Ensamble de la iluminación de la
escala
ESQUEMA DEL SISTEMA OPERATIVO
8. Caja desecadora
9. Conexiones de entrada y salida de
agua para el control de temperatura
l0. Tornillo de ajuste
11. Perilla de compensación de color
12. Perilla de medición
13. Termómetro
TÉCNICA DE CALIBRACIÓN
Ajuste de la escala
1.- Encienda el instrumento e identifique las partes que lo constituyen
2.- Retire el foco y levante el prisma secundario.
3.- Colocar de 2 a 3 gotas de agua destilada en la superficie del prisma principal
con una jeringa. (Figura 3)
4. Cierre el prisma secundario y observa a través del ocular la escala de medición.
5. Ajustar la escala, a 1.333 (Brix 0%). Figura 4.
ESCALAS DE MEDICION
PRECAUCIONES
-No tallar los prismas.
-Secar con papel absorbente sin color, olor y con grabados.
-Dejar un pequeño papel absorbente entre los prismas.
TÉCNICA.
1.- Calibrar el instrumento con agua destilada a 1.333 de índice de refracción.
2.- Colocar en el prisma fijo dos o tres gotas de la muestra, cerrar con el prisma
móvil, acercar la lámpara y ajustar la intersección del campo oscuro y claro. Con el
botón grande de la derecha.
3.- Ya ajustando los campos, bajar el swtich de encendido para observar la escala
y hacer la lectura correspondiente.
4.- Secar y enjuagar con dos gotas de agua destilada, secar nuevamente y hacer
la siguiente medición.
OBSERVACIONES
En esta práctica utilizamos un refractómetro Abbe digital
y lo podemos reconocer por la pequeña pantalla y
botones que tiene en la parte frontal. Es muy fácil de
utilizar, tiene en su pantalla los botones menú, select y
read.
La calibración de este comienza encendiéndolo y
esperando 15 minutos para utilizarlo. Posteriormente
se agrega agua destilada en el prisma y se oprime el
botón "menú" y con el botón "seleccionar", elegir la
opción "calibrar", enseguida con ayuda de las
flechas, seleccionar la opción "set point".
Después observar por el
ocular y ajustar la línea que divide al campo claro y al
campo oscuro, de tal forma que pase por el punto
medio de la x que se observa en la escala. La perilla
que se encuentra al lado derecho sirve para mover
esa línea, una vez colocada exactamente en el centro
se oprime el botón "read" que arroja inmediatamente
el índice de refracción.
Temperatura
Este instrumento digital
también arroja la temperatura
de la muestra.
Índice de refracción.
El valor que se encuentra en la
parte superior será el índice de
refracción
Una vez calibrado el refractómetro procedimos a determinar el índice de refracción
de varias soluciones con diferente concentración de alcohol.
Abrimos el prisma y colocamos varias gotas de la solución y cerramos, cuidando
que la muestra quede distribuida uniformemente sin burbujas y sin pelusas.
Ajustamos la línea divisora de los campos y finalmente oprimimos el botón "read".
Registramos el IR con las demás muestras.
RESULTADOS
IMAGEN
% DE ALCOHOL
INDICE DE
REFRACCIÓN
10%
1.3376
20%
1.3431
30%
1.3486
40%
1.3537
50%
1.3580
TEMPERATURA
20° C
GRÁFICOS
También utilizamos el refractómetro Abbe manual
para medir el índice de refracción de diferentes
muestras de tequilas con distintas concentraciones de
alcohol, nuestras muestras fueron tequila caña vodka
y whisky.
La manera en que se utiliza es muy similar al anterior, se calibra con agua
destilada siguiendo estos pasos:
1. - Ajustar la línea divisora en el
punto medio de la x
2.- Bajar el interruptor de luz para
visualizar la escala de medición del
índice de refracción.
Una vez calibrado el refractómetro se miden las muestras de los tequilas.
Al término, encontrar una relación entre el porcentaje de alcohol y el índice de refracción.
RESULTADOS
IMAGEN
BEBIDA /
MARCA
Caña
“El tigre”
% ALCOHOL
INDICE DE
REFRACCIÓN
1.3533
VALOR DE
REFERENCIA
1.3 – 1.5
1.3537
1.3 – 1.4
1.3532
1.3 – 1.4
38%
Vodka
“Oso negro”
38%
Tequila
“Silver”
40%
Güisqui
“Passport”
1.3531
40%
GRÁFICO
% Etanol
10
20
30
40
50
Caña
Vodka
Téquila
Whisky
IR
1.3376
1.3431
1.3486
1.3537
1.358
IR
1.3533
1.3537
1.3532
1.3531
% Etanol
41
41.8
40.8
40.6
Y= 0.0005x + 1.3328 X = Y – 1.3328/0.0005
1.3 – 1.6
IR EN BEBIDAS IR EN ALCOHOL
1.3533
1.3376
1.3537
1.3431
1.3532
1.3486
1.3531
1.3537
1.358
CUESTIONARIO
¿Cuáles son los alcoholes encontrados en las bebidas y que nos indica el índice de
refracción?
R= Etanol y Metanol
¿Que indica la presencia de metanol en una bebida y cuál es su concentración máxima
permitida?
R= La contaminación con metanol se produce en el momento de la fermentación de jugos
azucarados, donde además de etanol se produce también metanol, el metanol es más tóxico
que el etanol y su contenido en las bebidas está fuertemente restringido, por lo tanto, su
concentración máxima es de 300 mg / 100 ml de alcohol anhidro según la norma
CONCLUSIÓN
El refractómetro Abbe es un instrumento de Gran importancia dentro del Análisis
instrumental, pues emplea una manera de ofrecer datos determinados, basándose en el
fenómeno óptico de la refracción para determinar concentraciones de alcohol en sustancias
utilizando el índice de refracción, gracias a esta práctica adquirir conocimientos para su
correcta utilización y determinación de los índices de refracción.
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 4
“Determinación de % de proteínas en suero, densidad de índice
de refracción de orina”
Objetivo
Utilizando el refractómetro clínico determinar % de proteínas en suero, densidad e Índice de
refracción en orina.
Fundamento
Cuando un haz de luz que se propaga por un medio ingresa a otro distinto, una parte del haz
se refleja mientras que la otra sufre una refracción, que consiste en el cambio de dirección del
haz. Para esto se utiliza el llamado índice de refracción del material, que nos servirá para
calcular la diferencia entre el ángulo de incidencia y el de refracción del haz (antes y después
de ingresar al nuevo material).
El efecto de la refracción se puede observar fácilmente introduciendo una varilla en agua. Se
puede ver que parece quebrarse bajo la superficie. En realidad, lo que sucede es que la luz
reflejada por la varilla (su imagen) cambia de dirección al salir del agua, debido a la diferencia
de índices de refracción entre el agua y el aire.
Se utiliza la letra n para representar el índice de refracción del material, y se calcula por la
siguiente fórmula:
n = c0
v
n: índice de refracción del medio en cuestión
co: velocidad de la luz en el vacío (3x108 m/s)
v: velocidad de la luz en el medio en cuestión
Es decir que es la relación entre la velocidad de la luz en el vacío y en el medio.
Dado que la velocidad de la luz en cualquier medio es siempre menor que en el vacío, el índice
de refracción será un número siempre mayor que 1.
En el vacío: n=1
En otro medio: n>1
Información general: cuando se analiza la orina es importante que se determinen a la vez la
glucosa (contenido de azúcar por medio del índice de refracción) y las proteínas, puesto que
ambos parámetros influyen en la refracción en el aparato (la refracción depende del número
de partículas). Para realizar el análisis se necesitan unas simples gotas de orina.
Peso específico de la orina.
El peso específico de la orina es un modo de medir la concentración y está relacionado con el
agua. El agua tiene un peso específico de 1000. Si la orina tiene el peso específico del agua
quiere decir que es simplemente agua que se ha separado. Si la orina está más concentrada
tendrá un tono más amarillo, el peso específico asciende a valores aproximados de 1.020 1.030.
Proteínas en orina.
La concentración de proteínas totales aumenta en la orina con la estasis venosa. Durante el
embarazo se produce una disminución de la concentración de proteínas totales. Los valores
de referencia oscilan 0-100 mg/día
Material
• 3 frascos goteros
• 3 pipetas Pasteur.
• Guantes de látex
• Cubre bocas papel absorbente.
• 1 bolsa de polipapel 15 x 20 cm
Esquema del instrumento y escala de medición
Clinical Refractometer
Esquema del sistema operativo
Ajuste de la escala
Calibración
1) Colocar de 2 a 3 gotas de agua destilada en la superficie del prisma principal con una
jeringa.
2) Cierre el prisma secundario y observa a través del ocular.
3) Ajusta la escala, a 1.333 (Brix 0%). Y a cero en las escalas de densidad y % proteínas.
Muestra
• 5 ml de orina
• 5 ml de suero
Técnica
1) Calibrar el instrumento con agua destilada.
2) Colocar en el prisma fijo dos o tres gotas de la muestra, cerrar con el prisma móvil,
acercar la lámpara y ajustar la intersección del campo oscuro y claro. Con el botón
detrás del ocular.
3) Ya ajustando los campos, bajar el swtich de encendido para observar la escala y hacer
la lectura correspondiente en cada una de las escalas.
4) Secar y enjuagar con dos gotas de agua destilada, secar nuevamente y hacer la
siguiente medición.
5) Realizar el mismo procedimiento para cada muestra.
Observaciones
El manejo del refractómetro clínico debe realizarse con
guantes, se enjuaga con
agua destilada después
de cada lectura.
Esta es la escala vista
por
el
ocular
se
muestran
3
rectas
numéricas, una escala
de la densidad y otra de proteínas e índice de refracción.
Resultados
densidad
valor de referencia
1.02%
1.03%
proteínas
7.80%
valor de referencia
8.30%
Grafica
valor normal y de lectura
9.00%
8.00%
7.00%
6.00%
5.00%
densidad
4.00%
proteinas
3.00%
2.00%
1.00%
0.00%
1
2
Cuestionario
1) ¿Que representa los valores anormales de la densidad e índice de refracción en la
orina?
- Enfermedades renales
- Malnutrición
- Infecciones
Una anomalidad en el sistema del cuerpo humano ya que tenemos 5 exacto en cada ser, si no
se sabe y baja ocurre un desbalance.
2) ¿Que representa un valor alto él % de proteínas en suero?
Si sus niveles de proteínas totales están altos, eso puede significar que tiene: Una infección,
como VIH o hepatitis viral. Mieloma múltiple, un tipo de cáncer de la sangre.
Conclusión
El refractómetro clínico es un instrumento que sirve para determinar el % de proteínas y
densidad, mediante la realización e interpretación de resultados se observa que da un valor
muy cercano. En conclusión, la muestra de orina y suero están cerca de los valores normales
de proteínas y densidad.
Bibliografía
o Examen de la concentración de la orina. (s.f.). Recuperado de:
https://medilineplus.gov/spanish/eney/article/003608.html
o Mayo clinic. (s.f). Alto nivel de proteínas en la sangre. https://www.mayoclinic.org/eses/symptoms/high-blood-protein/basics/definition/sym-20050599
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 5
“USO Y MANEJO DEL POLARIMETRO (CALIBRACIÓN Y
ESTANDARIZACIÓN)”
OBJETIVO
Aprender a calibrar el Polarímetro y su manejo con la determinación del % de sacarosa.
FUNDAMENTO
Un rayo de luz lleva asociada una vibración electromagnética. Esta vibración tiene lugar en un
plano perpendicular a la línea de propagación del rayo. Un rayo de luz ordinario consiste en un
haz de rayos y cada rayo va asociado a una vibración electromagnética.
Las vibraciones son siempre perpendiculares a la línea de la transmisión. Las vibraciones
tienen lugar simultáneamente en todas las direcciones perpendiculares.
La luz polarizada es aquella en la que se ha sustraído uno de los dos componentes. La
vibración electromagnética resultante queda entonces completamente sobre un plano. Existen
varias formas de polarizar un rayo de luz en un plano, una de ellas consiste en el empleo de
un prisma de Nicol. Este tipo de prisma divide la luz ordinaria incidente en dos rayos
polarizados en planos perpendiculares, uno de los rayos se desvía fuera del prisma, de este
modo la luz que emerge del mismo esta polarizada.
El físico francés Biot (1774 – 1862), descubrió en los primeros años del siglo XIX que cierto
número de compuestos orgánicos naturales hacían girar el plano de polarización de un rayo
incidente de la luz polarizada. Teniendo en cuenta que esta “rotación óptica” ocurre incluso
cuando los compuestos están en fase liquida, debe tratarse de un fenómeno molecular.
Para comparar cuidadosamente las medidas de polarización de una muestra con las de otra,
deben especificarse todas las variables al expresar la medida. Para sistematizar los resultados,
se define la magnitud llamada rotación especifica (α ) como la rotación en grados producida
por una solución que contiene 1g de sustancia en 1ml, examinada en un tubo de polarímetro
que tiene una longitud de un dm. La rotación observada puede ser hacia la derecha (positiva)
o hacia la izquierda (negativa), es entonces característica del compuesto examinado si se
mantienen constantes las demás variables.
Rotación observada
[α]=
Longitud del tubo en dm X concentración (g/ml)
La línea D del sodio (5893 A que comunica el color amarillo a la llama del sodio) es la fuente
luminosa que se usa más comúnmente y la temperatura de 25º C . El símbolo [α] D representa
estas circunstancias.
Conc.g/ml =
Rotación [α]
(Long. Tubo) (α sacarosa)
El polarímetro es un instrumento mediante el cual podemos determinar el valor de la
desviación de un enantiómero. A partir de un rayo de luz, a través de un filtro polarizador
obtenemos un rayo de luz polarizada plana, que al pasar por un porta muestras con un
enantiómero en disolución, se desvía. Según la orientación relativa entre los ejes de los dos
filtros polarizantes, la luz polarizada pasará por el segundo filtro o no.
El polarímetro sirve para analizar determinadas sustancias orgánicas según su actividad
óptica. También determina el porcentaje de sacarosa contenida en una muestra.
Algunas sustancias, como por ejemplo las soluciones de azúcar, muestran un fenómeno que
se puede denominar como "cambio de la polarización a través de la actividad óptica".
Un filtro de polarización común expuesto a la luz se ve simplemente gris. Si se sostienen dos
de dichos filtros uno detrás del otro, entonces existe una posición de los filtros para la cual la
luz no atraviesa.
Los dos filtros tienen una dirección propia de pasaje de la luz, denominada polarización de la
luz. Durante el pasaje de la luz los filtros se encuentran uno a otro en forma perpendicular.
MATERIAL
1 frascos 500ml para residuos
3 vasos de pp de 150
Papel absorbente
EQUIPO O INSTRUMENTO.
• Polarímetro
MUESTRA
Soluciones de sacarosa al 10,20 y 30%
REACTIVOS
Agua destilada
Sacarosa
Etanol 96%
ESQUEMA DEL INSTRUMENTO.
ESQUEMA DEL SISTEMA OPERATIVO.
CALIBRACION
Procedimiento Operativo:
Conectar y encender el instrumento esperar 15 minutos de calentamiento
1. Encender el instrumento y esperar a que se estabilice.
2. Colocar el tubo estándar de 2 dm que tiene un valor de 33.5 º angulares, si no da el
valor indicado esperar estabilización y ver la lectura.
3. Si no da lectura esperada colocar el tubo vacío, esperar la lectura y si no da cero
resetear con el tercer botón y esperar estabilización que debe marcar cero.
4. Tomar la temperatura.
5. Instrumento calibrado para su empleo
PRECAUCIONES
-
No tallar los prismas ni poner los dedos en los extremos del tubo para muestra.
Secar con papel absorbente sin color, olor y con grabados.
Enjuagar con agua destilada.
Secar con alcohol.
Dejar limpio y seco el tubo para la muestra.
Dejar apagado y desconectado el polarímetro.
TÉCNICA.
Procedimiento Operativo:
1. Con el instrumento ya calibrado asegurarse que no hay tubo demuestra o placa de
control en la cámara de medición.
2. Llenar el tubo cuidadosamente con la solución de sacarosa cuidando que no queden
burbujas de aire dentro, limpiar perfectamente y colocar dentro de la cámara de
medición sobre los rieles. Se notará que el instrumento empieza a registrar lecturas que
fluctúan, indicando por el pront ( ) hasta ( ) que indica estabilización de la lectura.
3. Realizar la lectura de temperatura, grados angulares y corrección a cero.
4. Sacar el tubo del riel, depositar la muestra en su vaso, enjuagar con agua destilada 3
veces y secar con alcohol para dejar el tubo listo para la siguiente medición.
OBSERVACIONES
Así se observa el
polarímetro
Se enciende 20
minutos antes de
utilizarse
Se coloca dentro y se
procede a calcular el
% de sacarosa.
Se agrega la sacarosa
a utilizar hasta la
marca.
RESULTADOS.
10% =
13.15
𝑥100 = 9.9774 %
2𝑑𝑚 𝑥 66.3
20% =
25.85
𝑥100 = 19.2330 %
2𝑑𝑚 𝑥 66.3
%
sacarosa Temperatura
teorico
10%
24.4
20%
24.6
Corrección a 0 Grados
angulares
0.1
13.15
0
25.85
%
sacarosa
experimental
9.9774 %
19.2330 %
GRAFICAS
CUESTIONARIO
1.- ¿En que se fundamenta la medición en el polarímetro?
La polarimetría es una técnica que se basa en la medición de la rotación óptica producida
sobre unas de luz polarizada al pasar por una sustancia ópticamente activa.
2.- ¿Qué importancia tiene la temperatura en las determinaciones polarimétricas?
debido a la dependencia en cuanto a la temperatura de la capacidad rotacional la temperatura
se estabiliza y se mide por lo general a 20°C, 22°C o a 25°C.
3.- ¿Cuál es la función de los prismas de Nicol?
Un prisma de Nicol, el que se hace incidir un haz de luz natural produce polarizado linealmente
en un plano. Si este prisma polarizador se sitúa después de que la luz haya atravesado una
sustancia cualquiera, servirá para analizar el rayo emergente de dicha sustancia.
4.- ¿Que aplicaciones tiene el polarímetro (para que se utiliza)?
La polarimetría es un método para comprobar la pureza y para determinar la concentración de
sustancias ópticamente activas. Por ejemplo: glucosa, fructosa, sacarosa en la industria
azucarera.
5.- ¿Qué son los grados Pol?
Es el porcentaje de sólidos polarimétricos en un material azucarado. en la industria azucarera,
el parámetro Pol se equipará al contenido de sacarosa.
CONCLUSION
En conclusión, pudimos observar que los valores de sacarosa experimental se acercaron
demasiado a los datos teóricos, variando en menos del 1%. Nos demuestra que este sistema
utilizado es muy preciso para determinar contenido de sacarosa en cualquier sustancia.
BIBLIOGRAFIA
Medidores, Jose Garcia Dept. “Polarimetros.” Volver a La p, 30 Dec. 2021, https://www.pceiberica.es/instrumentos-de-medida/metros/polarimetros.htm.
Artedinamico. “Polarimetria.” Equipos y Laboratorio De Colombia, Equiposylaboratorio.com,
https://www.equiposylaboratorio.com/portal/articulo-ampliado/polarimetria.
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 6
“DETERMINACION DE LA HIDRÓLISIS DE LA SACAROSA
(SEGUIMIENTO POLARIMETRICO)”
OBJETIVO
Determinar la velocidad de hidrólisis de la sacarosa con la medición de la sacarosa empleando
el polarímetro.
FUNDAMENTO
Un rayo de luz lleva asociada una vibración electromagnética. Esta vibración tiene lugar en un
plano perpendicular a la línea de propagación del rayo. Un rayo de luz ordinario consiste en un
haz de rayos y cada rayo va asociado a una vibración electromagnética.
Las vibraciones son siempre perpendiculares a la línea de la transmisión. Las vibraciones
tienen lugar simultáneamente en todas las direcciones perpendiculares.
La luz polarizada es aquella en la que se ha sustraído uno de los dos componentes. La
vibración electromagnética resultante queda entonces completamente sobre un plano. Existen
varias formas de polarizar un rayo de luz en un plano, una de ellas consiste en el empleo de
un prisma de Nicol. Este tipo de prisma divide la luz ordinaria incidente en dos rayos
polarizados en planos perpendiculares, uno de los rayos se desvía fuera del prisma, de este
modo la luz que emerge del mismo esta polarizada.
El físico francés Biot (1774 – 1862), descubrió en los primeros años del siglo XIX que cierto
número de compuestos orgánicos naturales hacían girar el plano de polarización de un rayo
incidente de la luz polarizada. Teniendo en cuenta que esta “rotación óptica” ocurre incluso
cuando los compuestos están en fase liquida, debe tratarse de un fenómeno molecular.
Para comparar cuidadosamente las medidas de polarización de una muestra con las de otra,
deben especificarse todas las variables al expresar la medida. Para sistematizar los resultados,
se define la magnitud llamada rotación especifica (α ) como la rotación en grados producida
por una solución que contiene 1g de sustancia en 1ml, examinada en un tubo de polarímetro
que tiene una longitud de un dm. La rotación observada puede ser hacia la derecha (positiva)
o hacia la izquierda (negativa), es entonces característica del compuesto examinado si se
mantienen constantes las demás variables.
Rotación observada
[α]=
Longitud del tubo en dm X concentración (g/ml)
La línea D del sodio (5893 A que comunica el color amarillo a la llama del sodio) es la fuente
luminosa que se usa más comúnmente y la temperatura de 25º C . El símbolo [α] D representa
estas circunstancias.
Conc.g/ml = Rotación [α]
(Long. Tubo) (α sacarosa)
La hidrólisis de la sacarosa produce una molécula de α-glucosa y otra de β-2-fructosa. A
este disacárido también se le conoce con el nombre de azúcar común, se obtiene a partir de
la caña de azúcar, betabel, sorgo, piña, zanahoria y remolacha; juega un papel importante en
la dieta del hombre ya que contribuye a mantener los valores normales de glucosa en sangre.
MATERIAL
1 frascos 500ml para residuos
1 vasos de pp de 500 ml
Papel absorbente
EQUIPO O INSTRUMENTO.
• Polarímetro
MUESTRA
Solucion de sacarosa al 30%
HCl 1N
REACTIVOS
Agua destilada
Sacarosa
Etanol 96%
Ácido clorhídrico conc.
ESQUEMA DEL INSTRUMENTO.
ESQUEMA DEL SISTEMA OPERATIVO.
CALIBRACION
Procedimiento Operativo:
Conectar y encender el instrumento esperar 15 minutos de calentamiento
6. Encender el instrumento y esperar a que se estabilice.
7. Colocar el tubo estándar de 2 dm que tiene un valor de 33.5 º angulares, si no da el
valor indicado esperar estabilización y ver la lectura.
8. Si no da lectura esperada colocar el tubo vacío, esperar la lectura y si no da cero
resetear con el tercer botón y esperar estabilización que debe marcar cero.
9. Tomar la temperatura.
10. Instrumento calibrado para su empleo
PRECAUCIONES
-
No tallar los prismas ni poner los dedos en los extremos del tubo para muestra.
Secar con papel absorbente sin color, olor y con grabados.
Enjuagar con agua destilada.
Secar con alcohol.
Dejar limpio y seco el tubo para la muestra.
Dejar apagado y desconectado el polarímetro.
TÉCNICA.
1. Con el instrumento ya calibrado asegurarse que no hay tubo demuestra o placa de
control en la cámara de medición.
2. Llenar el tubo cuidadosamente con la solución de sacarosa cuidando que no queden
burbujas de aire dentro, limpiar perfectamente y colocar dentro de la cámara de
medición sobre los rieles. Se notará que el instrumento empieza a registrar lecturas
que fluctúan, indicando por el pront ( ) hasta ( ) que indica estabilización de la
lectura.
3. Realizar la lectura de temperatura, grados angulares y corrección a cero.
4. Sacar el tubo del riel, depositar la muestra en su vaso, enjuagar con agua destilada
3 veces y secar con alcohol para dejar el tubo listo para la siguiente medición.
Nota: De la misma forma llenar el tubo con la sacarosa que se está invirtiendo y medir cada 15
minutos.
OBSERVACIONES
Cuando los grados
angulares eran
negativos, la
reacción se había
detenido. Se toman
los datos.
Se preparo HCl y
sacarosa al 30%.
Se tomaron 3
muestras cada 5
minutos y se
registro el tiempo y
la temperatura.
CALCULOS
Realizar cálculos empleando formula de % de sacarosa, % sacarosa invertida, velocidad de
hidrolisis.
% sac =
 obs
(2)(66.5)
x 100
K=
1
1 + 
ln
T
 +
f
f
% sacarosa inicial
40.11
𝑋100 = 30.24%
132.6
% sacarosa min 0
47.43
𝑋100 = 13.14%
132.6
% sacarosa min 5
5.62
𝑋100 = 4.24%
132.6
% sacarosa min 10
−2.48
𝑋100 = −1.87%
132.6
% sacarosa invertida 0
30.24 – 100
13.14 – x
x=43.45
100 – 43.45 = 56.54%
% sacarosa invertida 5
30.24 – 100
4.24 – x
x=14.06
100 – 14.06 = 85.98%
RESULTADOS.
No Hora
0
1
2
3
7:35
7:40
7:45
Tiempo Temperatura α (obs)
0a
Minutos °C
0
5
10
23.5
23.7
24
24.1
GRAFICAS
 en función de la concentración.
40.11
17.43
5.63
-2.48
%
Sacar
osa
30.24
13.14
4.24
-1.87
%
Hidrólisis
56.54
85.98
 en función del tiempo
tiempo vs concentración de sacarosa
tiempo vs sacarosa hidrolizada
tiempo vs sacarosa hidrolizada
% sacarosa hidrolizada
100
80
60
40
20
0
0
2
4
6
tiempo
8
10
12
19.- CUESTIONARIO
1.-Mencione las características de la luz polarizada
- Utiliza filtro de polarización
- Transmite solamente en una dirección
- Filtro polarizado y analizador
- Vibra en una sola dirección en un plano perpendicular a la propagación
2.- Defina que es Rotación Óptica
Es la propiedad que presentan algunas sustancias liquidas o solutos en solución de rotar el
plano de polarización de la luz polarizada que incide sobre la misma. Esta propiedad es
característica de muchas sustancias que presentan centros quirales.
3.- Defina que son azúcares invertidos
El azúcar invertido se forma por una reacción química de hidrólisis ácida o inversión
enzimática, en donde lo que ocurre es que se rompa la sacarosa en los elementos básicos que
la componen, glucosa y fructuosa. En presencia de ácido y en caliente, la sacarosa se hidroliza.
4.- ¿Qué aplicación práctica tiene la hidrólisis de la sacarosa?
Es ampliamente utilizado por su mayor carácter humectante, menor tendencia a cristalizar y
menor acción cartogénica.
CONCLUSION
En conclusión, aprendimos la utilización de la polarización en hidrólisis en algunas sustancias
con sacarosa y pusimos en práctica la teoría. en algunos casos los grados angulares fueron
negativos esto sucede porque la sacarosa se está descomponiendo en glucosa y la fructosa.
REFERENCIAS.
“Hidrólisis.” Quimica.es, https://www.quimica.es/enciclopedia/Hidr%C3%B3lisis.html.
Martinez-Monseco, Francisco Javier. “An Approach to a Maintenance Plan for a Turbine of
Hydroelectric Power Plant. Optimisation Based in RCM and FMECA Analysis.” Journal of
Applied Research in Technology & Engineering, Universitat Politècnica De València, 8 Nov. 2021,
https://riunet.upv.es/handle/10251/161621.
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 7
“Uso y manejo potenciómetro.”
Objetivo.
El alumno aprenderá y comprenderá la calibración, uso y manejo del potenciómetro analógico
y digital.
Fundamento.
El pH se define como el inverso de la concentración de los iones hidronio pH=
1__
H+
Los métodos electrométricos para la determinación del pH, se hace en un equipo llamado
Potenciómetro también conocido como pHmetro, el cual registra una lectura análoga del pH
mediante una escala y está provisto de un electrodo de referencia.
La medición del pH se fundamenta en la diferencia de potencial eléctrico que existe entre dos
electrodos un electrodo de referencia y el de medición, sumergidos en una solución que
contenga iones hidronio y depende de la concentración o actividad de estos.
El electrodo de referencia es un electrodo que tiene un potencial de equilibrio estable y
conocido. Es utilizado para medir el potencial contra otros electrodos en una celda
electroquímica. El potencial de unión líquida en estos electrodos es minimizado por el uso de
altas concentraciones de cloruro de potasio como solución de llenado, debido a que la
velocidad de difusión de estos iones es similar.
Esquema del instrumento:
Esquema del sistema operativo:
Calibración.
1. Encienda el equipo, verifique que la sonda eje conectada, accione el interruptor.
2. Sumerge la sonda (electrodo) en solución amortiguadora de pH 7, agite suavemente,
esperar de 1-2 min hasta que alcance un equilibrio térmico.
3. Presionar “RANGE” para disponer el equipo a la medición de pH.
4. Prepare la tecla “CAL”, en el display aparecerá el pH medida a la temperatura de la
solución. Si aparece el mensaje “EY” es debido a que la calibración es incorrecta.
5. Esperar a que el símbolo pH deje de titular, lo cual significa que la lectura es estable.
6. Presione la tecla “CON” de esta forma aparecerá el símbolo “ES” indicado que el
electrodo esta aun en la solución amortiguadora de pH 7 y que debe cambiarse a la otra
solución amortiguadora 4/10, según sea requerido.
7. Lava el electrodo con agua destilada y sumerge en la solución amortiguadora de pH
4/10, agita y espera hasta que alcance el equilibrio térmico. El símbolo “ES”
desaparecerá y el valor de pH del buffer aparecerá titulando hasta que alcance el
equilibrio.
8. Presiona la tecla “ON” para confirmar la calibración una vez que símbolo de pH deje de
titular.
Técnica:
1. Calibra el instrumento.
2. Sumerge el efecto aproximadamente 4 cm en la solución de trabajo y agita suavemente
durante 30 segundos hasta que alcance el equilibrio.
3. Observa en el display el valor de pH medido por la solución.
4. Apaga el equipo accionando el interruptor ubicado en la parte superior del tablero.
Observaciones:
Las lecturas de cada solución fueron muy inestables, variable alrededor de 10 centésimas y
décimas, se reporto el valor que más tiempo permaneció en el display.
Resultados:
Muestra
Valor obtenido
Valor de referencia
Limpiador con amoniaco 10.8
windex
Coca cola
2.7
10.7
Refresco “manzanita”
3.21
2.92
Boing de manzana-jugo
3.31
3.84
2.46
Valor obtenido
Valor de referencia
Cuestionario:
1.- Defina acido y base según Lewis, Arrhenius, Bronsted-Lowry.
•
Ácido: un ácido de Lewis, se define como una sustancia capaz de compartir, o aceptar
un par de electrones.
•
Base: una base de Lewis, es una sustancia con capacidad para compartir o dar pares
de electrones.
•
Un ácido de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de H+ en
una solución acuosa.
•
Una base de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de OH− en
una solución acuosa.
•
Un ácido de Bronsted-Lowry es una especie química capaz de donar un protón o un
catión de hidrógeno.
•
Una base de Bronsted-Lowry es una especie química capaz de aceptar un protón. En
otras palabras, es una especie que tiene un par de electrones solitarios disponibles para
unirse a H+.
2.- Defina pH, pOH, Producto iónico del agua.
•
El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la
concentración de iones de hidrógeno presentes en determinadas disoluciones.
•
Poh es una medida de la concentración de iones hidróxido (oh -). Se utiliza para
expresar la alcalinidad de una solución. Las soluciones acuosas a 25 ° C con poh menor
que 7 son alcalinas, poh mayor que 7 son ácidas y poh igual a 7 son neutrales.
•
El producto iónico del agua, Kw, es una constante de equilibrio modificada para la
disociación del agua. Exploremos este término con más detalle. Pero primero veremos
la estructura del agua
Conclusión:
Mediante el uso y correcta manipulación del pH metro un potenciómetro con un electrodo
indicador de pH logramos medir el pH de distintas soluciones, limpiador, coca cola, refresco y
jugo que en comparación con los valores registrados en la literatura son bastante acertados,
el pH metro suele ser inestable ya que la lectura varia constantemente en un rango mayor a 1
en ocasiones.
Anexo
Cuantos tipos de electrodos hay, cuál es su uso. Esquematice.
Bibliografía:
•
•
Uso, manejo y calibración de potenciómetro - Práctica # 4. Uso, manejo y calibración de - StuDocu
Uso y Manejo Del Potenciometro - VSIP.INFO
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FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 8
“DETERMINACION POTENCIOMETRICA DE UN ACIDO FUERTE
CON BASE FUERTE.”
Objetivo.
Aplicación del potenciómetro analógico y digital en una titulación potenciométrica entre un
ácido fuerte un ácido fuerte y base fuerte.
Fundamento.
El pH se define como el inverso de la concentración de los iones hidronio pH=
1__
H+
Los métodos electrométricos para la determinación del pH, se hace en un equipo llamado
Potenciómetro también conocido como pHmetro, el cual registra una lectura análoga del pH
mediante una escala y está provisto de un electrodo de referencia.
La medición del pH se fundamenta en la diferencia de potencial eléctrico que existe entre dos
electrodos un electrodo de referencia y el de medición, sumergidos en una solución que
contenga iones hidronio y depende de la concentración o actividad de estos.
El electrodo de referencia es un electrodo que tiene un potencial de equilibrio estable y
conocido. Es utilizado para medir el potencial contra otros electrodos en una celda
electroquímica. El potencial de unión líquida en estos electrodos es minimizado por el uso de
altas concentraciones de cloruro de potasio como solución de llenado, debido a que la
velocidad de difusión de estos iones es similar.
Técnica:
1. Calibrar el instrumento.
2. Realizar una titulación con indicador para tener una referencia de los mililitros ocupados
para el punto de equivalencia.
3. En la bureta colocar hidróxido de sodio y en el vaso de pp colocar acido clorhídrico.
4. Medir el pH inicial y agregar un ml, medir el pH y seguir agregando un mililitro para
posteriormente medir el pH.
5. Parar hasta el ml mas aproximado de la titulación de referencia, posteriormente agregar
2 gotas (0.1ml) y medir el pH, continuar así hasta llegar al punto de equivalencia.
6. Realizar cálculos.
Observaciones:
El electrodo se enjuaga
con H2O destilada en el
mismo vaso que el HCl
para evitar pérdidas de
materia.
El viraje de la
titulación de
referencia ocurrió al
agregar 9.7 ml
•
•
•
10 ml HCl + 10 ml H2O
destilada
HCl 0.1067 N
NaOH 0.1089 N
Cálculos:
pH inicial:
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈(𝑯+) = −𝒍𝒐𝒈(𝟎. 𝟏𝟎𝟔𝟕) = 𝟎. 𝟗𝟕𝟏𝟖
Antes del punto de equivalencia:
(𝐻 + )
= (𝑚𝑙𝐻𝐶𝑙)(𝑁𝐻𝐶𝑙) − (𝑛𝑙𝑁𝑎𝑂𝐻)(𝑁𝑁𝑎𝑂𝐻)
𝑉𝑜𝑙. 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
1. P/1 ml
(𝐻 + )
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁) − (1 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁)
= 0.0871
11 𝑚𝑙
pH=−log(0.0707)=1.1505
2. P/2 ml
(𝐻 + )
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁) − (2 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁)
= 0.0707
12 𝑚𝑙
pH=−log(0.0707)=1.1505
3. P/3 ml
(𝐻 + )
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁) − (3 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁)
= 0.0569
13 𝑚𝑙
pH=−log(0.0569)=1.2448
4. P/4 ml
(𝐻 + )
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁) − (4 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁)
= 0.0451
14 𝑚𝑙
pH= −log(0.451)=1.3458
5. P/5 ml
(𝐻 + )
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁) − (5 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁)
= 0.0348
15 𝑚𝑙
pH=−log(0.0045)=2.3467
6. P/6 ml
(𝐻 + )
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁) − (6 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁)
= 0.0258
16 𝑚𝑙
pH=−log(0.0258)=1.5883
7. P/7 ml
(𝐻 + )
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁 ) − (7 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁)
= 0.01792
17 𝑚𝑙
pH= −log(0.01792)=1.7471
8. P/8 ml
(𝐻 + )
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁) − (8 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁)
= 0.0108
18 𝑚𝑙
pH= −log(0.0108)=1.9665
9. P/9 ml
(𝐻 + )
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁) − (9 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁)
= 0.0045
19 𝑚𝑙
pH= −log(0.0045)=2.3467
10. P/9.5 ml
(𝐻 + )
pH= −log(0.0016)=2.7958
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁 ) − (9.5 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁 )
= 0.0016
19.5 𝑚𝑙
11. P/9.6ml
(𝐻 + )
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁 ) − (9.6 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁 )
= 0.0011
19.6 𝑚𝑙
pH= −log(0.0011)=2.9585
12. P/9.7ml
(𝐻 + )
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁 ) − (9.7 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁 )
= 0.0005
19.7 𝑚𝑙
pH=−log(0.0005)=3.3010
13. P/9.8ml
(𝐻 + )
(10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁) − (9.8 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁)
=0
19.8 𝑚𝑙
pH= 7
Después del punto de equivalencia.
(𝐻 +)
(𝑚𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 )(𝑁𝑁𝑎𝑂𝐻) − (𝑚𝑙 𝐻𝐶𝑙 )(𝑁𝐻𝐶𝑙)
𝑉𝑜𝑙. 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
14. P/10ml
(𝑂𝐻 )
(10 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁) − (10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁)
= 0.0011
20 𝑚𝑙
pH=−log(0.0011)= 2.9586
pH=14−2.9586=11.0414
15. P/11ml
(𝑂𝐻 )
(11 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁) − (10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁)
= 0.0062
21 𝑚𝑙
pH=−log(0.0062)=2.2076
pH=14-2.2076= 11.7924
16. P/12ml
(𝑂𝐻 )
pH=−log(0.0109)=1.9627
pH=14-1.9627=12.0373
(12 𝑚𝑙 )(0.1089𝑁) − (10 𝑚𝑙 )(0.1067𝑁)
= 0.0109
22 𝑚𝑙
Resultados:
ml
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
9.5
9.6
10
11
12
ml
1.6
1.69
1.79
1.89
2
2.1
2.21
2.4
2.66
3.2
6.2
7.3
10.78
11.54
12.7
pH experimental.
Punto de equivalencia
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
9.5
9.6
9.7
9.8
10
11
12
0.9718
1.0599
1.1505
1.2448
1.3458
1.4558
1.5883
1.7471
1.9665
2.3467
2.7958
2.9586
3.301
7
11.0414
11.7924
12.0373
pH calculado.
Punto de equivalencia
Cuestionario:
1.- Explique para que se utilizan las curvas de neutralización.
Curva de neutralización Son aquellas en las que se representa el pH frente a los volúmenes
de reactivo (ácido o base), añadidos. Tienen forma de S. ... En algunos casos, existen múltiples
puntos de equivalencia que son múltiplos del primer punto de equivalencia, como sucede en
la valoración de un ácido diprótico.
2.- Defina acido fuerte y base fuerte.
Un ácido y una base son fuertes cuando se ionizan completamente, es decir, en el proceso de
ionización se transforman completamente en cationes o iones positivos y en aniones o iones
negativos.
3.- ¿Cuál es el punto de equivalencia en una titulación entre un ácido y base fuertes?
En el caso de valorar un ácido, estaremos realizando una acidimetría, y si lo que estamos
valorando es una base, se conocerá como alcalimetría. En las valoraciones de ácido fuerte
con base fuerte, el punto de equivalencia se obtiene cuando el pH es igual al valor, 7.
Conclusión:
Mediante la utilización del pH metro obtuvimos resultados poco aproximados a los cálculos
teóricos. Debido a que el instrumento es muy exacto los números cambian constantemente y
no es tan fácil tener un resultado debido a la medición de cada mililitro, sin embargo, el punto
de equivalencia fue muy aproximado a los ml calculados y al de la titulación con indicador.
Bibliografía:
•
•
▷ Valoración potenciométrica acido fuerte base fuerte | Actualizado noviembre 2022 (fuertes.pro)
Valoración ácido fuerte-base fuerte | La Guía de Química (laguia2000.com)
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
PRACTICA 9
“DETERMINACION POTENCIOMETRICA DE UN ACIDO
DEBILCON BASE FUERTE”
OBJETIVO
El alumno aprenderá y comprenderá la calibración, uso y manejo del potenciómetro analógico
y digital.
FUNDAMENTO
El pH se define como el inverso de la concentración de los iones hidronio pH = _ 1__
 H+
Los métodos electrométricos para la determinación del pH, se hace en un equipo llamado
Potenciómetro también conocido como pHmetro, el cual registra una lectura análoga del pH
mediante una escala y está provisto de un electrodo de referencia.
La medición del pH se fundamenta en la diferencia de potencial eléctrico que existe entre dos
electrodos un electrodo de referencia y el de medición, sumergidos en una solución que
contenga iones hidronio y depende de la concentración o actividad de estos.
El electrodo de referencia es un electrodo que tiene un potencial de equilibrio estable y
conocido. Es utilizado para medir el potencial contra otros electrodos en una celda
electroquímica.
El potencial de unión líquida en estos electrodos es minimizado
por el uso de altas concentraciones de cloruro de potasio como solución de llenado, debido a
que la velocidad de difusión de estos iones es similares.
MATERIAL
2 vasos de pp de 250ml.
Piseta de 500 ml con agua destilada.
1 bureta de 25 ml
1 soporte universal
1 pinzas para bureta.
MUESTRA
No aplica
REACTIVOS
-
Buffer pH 7
Buffer pH10
Acido Acético 0.1 N
Hidróxido de sodio.
ESQUEMA DEL INSTRUMENTO.
Potenciómetro analógico
ESQUEMA DEL SISTEMA OPERATIVO.
Potenciómetro digital
PRECAUCIONES
Leer el instructivo antes de utilizar el potenciómetro.
No tallar los electrodos.
Dejar los electrodos sumergidos en buffer pH 7.
Calibrar antes de utilizar el potenciómetro.
TÉCNICA.
1. Calibrar instrumento
2. Realizar titulación con indicador para tener referencia de los ml ocupados para el punto
de equivalencia
3. En una bureta colocar NaOH y en el matraz colocar 10 mL de CH3COOH hasta vire
incoloro a rosa
4. Medir pH el en potenciómetro, colocar NaOH eb la bureta y CH3COOH en el vaso de
precipitado
5. Medir pH inicial y agregar 1 mL para posteriormente medir el pH y seguir agregando un
mL hasta llegar al valor aproximado en la titulación.
OBSERVACIONES
En primer lugar, se realizó la titulación de CH3COOH 0.1061 N con NaOH 0.1084 N utilizando
fenolftaleína como indicador
Se detuvo la titilación cuando se observó el vire rosa que indica la técnica que indica el punto
de equivalencia. Los ml de NaOH ocupados fueron 8.2 y el pH de equivalencia fue de 8.5
aproximadamente
Posteriormente se realizó la medición del pH con el potenciómetro obteniendo valores similares
que a los de la titulación.
15.RESULTADOS
Experimental
Ml NaOH
0
1
2
3
4
5
pH
3.51
4.25
4.51
4.75
4.94
5.18
6
7
7.2
7.4
7.6
7.8
8
8.1
5.4
5.74
5.87
6.33
6.9
7.79
8.52
10.57
Calculado
Ml NaOH
0
1
2
3
4
5
6
7
7.2
7.4
7.6
pH
2.8
4.15
4.38
4.58
4.75
4.93
5.12
5.17
5.21
5.26
7.8
8
8.1
5.31
5.36
5.39
3.8
CALCULOS
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝑴𝑳 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯)(𝑵 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯) − (𝑴𝑳 𝑵𝒂𝑶𝑯𝟖)(𝑵 𝑵𝒂𝑶𝑯)
𝑽𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍
1 ml
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝟏𝟎 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟒 𝑵) − (𝟏 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟗 𝑵)
= 𝟎. 𝟎𝟖𝟖𝟔
𝟏𝟏 𝒎𝑳
[CH3COOH−] =
(1 𝑚𝐿)(0.1084 𝑁)
= 0.0098
11 𝑚𝐿
[ H+] = 1.75 × 10−5
[0.0086 ]
= 1.582 × 10−4
[ 0.0098]
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[1.71 × 10−4 ] = 3.80
2 ml
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝟏𝟎 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟒 𝑵) − (𝟐 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟗 𝑵)
= 𝟎. 𝟎𝟕𝟐𝟏
𝟏𝟐 𝒎𝑳
[CH3COOH−] =
(2 𝑚𝐿)(0.1084 𝑁)
= 0.0180
12 𝑚𝐿
[ H+] = 1.75 × 10−5
[0.0727 ]
= 7.0097 × 10−5
[ 0.0180]
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[.0097 × 10−5 ] = 4.15
3 ml
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝟏𝟎 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟒 𝑵) − (𝟑 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟗 𝑵)
= 𝟎. 𝟎𝟓𝟖𝟒
𝟏𝟑 𝒎𝑳
[CH3COOH−] =
(3 𝑚𝐿)(0.1084 𝑁)
= 0.0250
13 𝑚𝐿
[ H+] = 1.75 × 10−5
[0.0584 ]
= 4.088 × 10−5
[ 0.0250]
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[4.088 × 10−5 ] = 4.38
4 ml
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝟏𝟎 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟒 𝑵) − (𝟒 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟗 𝑵)
= 𝟎. 𝟎𝟒𝟔𝟑
𝟏𝟒 𝒎𝑳
[CH3COOH−] =
(4 𝑚𝐿)(0.1084 𝑁)
= 0.0309
14 𝑚𝐿
[ H+] = 1.75 × 10−5
[0.0463 ]
= 2.6227 × 10−5
[ 0.0304]
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[2.6227 × 10−5 ] = 4.58
5 ml
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝟏𝟎 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟒 𝑵) − (𝟓 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟗 𝑵)
= 𝟎. 𝟎𝟑𝟓𝟗
𝟏𝟓 𝒎𝑳
[CH3COOH−] =
(5 𝑚𝐿)(0.1084 𝑁)
= 0.0361
15 𝑚𝐿
[ H+] = 1.75 × 10−5
[0.0359 ]
= 1.7403 × 10−5
[ 0.0361]
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[1.7403 × 10−5 ] = 4.75
6 ml
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝟏𝟎 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟒 𝑵) − (𝟔 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟗 𝑵)
= 𝟎. 𝟎𝟐𝟔𝟗
𝟏𝟔 𝒎𝑳
[CH3COOH−] =
(6 𝑚𝐿)(0.1084 𝑁)
= 0.0406
16 𝑚𝐿
[ H+] = 1.75 × 10−5
[0.0269 ]
= 1.1594 × 10−5
[ 0.0406]
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[1.1594 × 10−5 ] = 4.93
7 ml
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝟏𝟎 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟒 𝑵) − (𝟕 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟗 𝑵)
= 𝟎. 𝟎𝟏𝟖𝟗
𝟏𝟕 𝒎𝑳
[CH3COOH−] =
(7 𝑚𝐿)(0.1084 𝑁)
= 0.0446
17 𝑚𝐿
[ H+] = 1.75 × 10−5
[0.0189 ]
= 7.4159 × 10−5
[ 0.0406]
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[7.4159 × 10−5 ] = 5.12
7.2 ml
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝟏𝟎 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟒 𝑵) − (𝟕. 𝟐 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟗 𝑵)
= 𝟎. 𝟎𝟏𝟕𝟒
𝟏𝟕. 𝟐 𝒎𝑳
[CH3COOH−] =
(7.2 𝑚𝐿)(0.1084 𝑁)
= 0.0453
17.2 𝑚𝐿
[ H+] = 1.75 × 10−5
[0.0174 ]
= 6.7218 × 10−5
[ 0.0453]
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[6.7218 × 10−5 ] = 5.17
7.4 ml
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝟏𝟎 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟒 𝑵) − (𝟕. 𝟒 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟗 𝑵)
= 𝟎. 𝟎𝟏𝟓𝟒
𝟏𝟕. 𝟒 𝒎𝑳
[CH3COOH−] =
(7.4 𝑚𝐿)(0.1084 𝑁)
= 0.0461
17.4 𝑚𝐿
[ H+] = 1.75 × 10−5
[0.0154 ]
= 6.0357 × 10−5
[ 0.0461]
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[6.0357 × 10−5 ] = 5.21
7.6 ml
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝟏𝟎 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟒 𝑵) − (𝟕. 𝟔 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟗 𝑵)
= 𝟎. 𝟎𝟏𝟒𝟓
𝟏𝟕. 𝟔 𝒎𝑳
[CH3COOH−] =
(7.5 𝑚𝐿)(0.1084 𝑁)
= 0.0468
17.5 𝑚𝐿
[ H+] = 1.75 × 10−5
[0.0145 ]
= 54220 × 10−6
[ 0.0468]
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[54220 × 10−6 ] = 5.26
8 ml
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝟏𝟎 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟒 𝑵) − (𝟖 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟗 𝑵)
= 𝟎. 𝟎𝟏𝟏𝟖
𝟏𝟖 𝒎𝑳
[CH3COOH−] =
(8 𝑚𝐿)(0.1084 𝑁)
= 0.0481
18 𝑚𝐿
[ H+] = 1.75 × 10−5
[0.0118 ]
= 4.2931 × 10−8
[ 0.0481]
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[4.2931 × 10−8 ] = 5.36
8.1 ml
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 =
(𝟏𝟎 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟒 𝑵) − (𝟖. 𝟏 𝒎𝑳)(𝟎. 𝟏𝟎𝟖𝟗 𝑵)
= 𝟎. 𝟎𝟏𝟏𝟏
𝟏𝟖. 𝟏 𝒎𝑳
[CH3COOH−] =
(8.1 𝑚𝐿)(0.1084 𝑁)
= 0.0485
18.1 𝑚𝐿
[ H+] = 1.75 × 10−5
[0.0111 ]
= 4.0051 × 10−6
[ 0.0485]
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[44.0051 × 10−6 ] = 5.39
CUESTIONARIO
1. Defina acido débil
Un ácido débil es aquel que no esta totalmente disociado en una disolución acuosa. Aporta
iones H+ al medio, pero también los acepta
2. ¿Cuál es el punto de equivalencia entre acido débil base fuerte?
La curva presenta un salto de pH en las proximidades del punto de equivalencia, siendo el
valor de pH > 7 en este punto
3. ¿Cuáles son los indicadores empleados?
Fenolftaleína
Timol ftaleína
Azul de bromotimol
CONCLUSION
Se realizo una titulación entre un ácido débil y una base fuerte y utilizando el pH metro se logró
realizar una curva con un punto de equivalencia a la titulación de referencia. En cuanto a los
datos calculados, estos diferían mucho de los cálculos obtenidos en el laboratorio.
BIBLIOGRAFIA
Titulaciones
de
ácido
débil-base
fuerte.
(s. f.).
Khan
Academy.
https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry-beta/x2eef969c74e0d802:acids-andbases/x2eef969c74e0d802:acidbase-titrations/v/weak-acid-strong-base-titrations
ANEXO
Esquematice una curva típica de neutralización entre un ácido débil ácido acético e Hidróxido
de sodio.
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 10
“Determinación colorimétrica del cobre (visual)”
OBJETIVO
El alumno aprenderá a manejar los cálculos necesarios para la preparación de soluciones
estándar, concentración de los tubos en la serie tipo, diluciones de problema y cálculo de la
concentración real del problema. Obteniendo un criterio para aplicar los métodos
espectrofotométricos.
FUNDAMENTO
La colorimetría es una importante ciencia cuyo objetivo primordial es el de estudiar en
profundidad la medida de los colores. Se trata de una técnica de carácter instrumental que
tiene como objetivo final la determinación de la absorción de la luz visible a partir de una
muestra.
Esta muestra, a su vez, puede ser una sustancia sumamente pura o bien una mezcla o una
disolución específica. De esta forma, la colorimetría desarrolla continuamente una serie de
métodos, con el objetivo de realizar una cuantificación de los colores, siempre teniendo en la
meta a la obtención de todos los valores numéricos con los que cuentan los colores. Para
realizar todo lo que hemos mencionado, está la colorimetría se basa en el empleo de un
instrumento, que se encuentra constituido por una serie de elementos: tal es el caso de la
fuente de radiación (se trata de una luz blanca); de un sistema dispersivo como lo son las
rendijas de entrada y salida, junto con la red de difracción; del detector que es una especie de
fototubo encargado de transformar la señal luminosa en una señal eléctrica; y, por el último,
del sistema que se ocupa de las medidas de la absorción, una vez que la misma haya sido
previamente amplificada, es decir, se trata de un conversor analógico o digital.
Método de la colorimetría
Para realizar el procedimiento de la medida del color, es decir, la colorimetría, por lo general
es habitual que se produzca una fuerte necesidad de establecer una determinación (casi
siempre estándar) del color, para luego poder efectuar apropiadamente una clasificación y
reproducción posterior del mismo. Es decir, este proceso que se emplea en la medida de los
colores consiste en agregar una determinada respuesta de ciertos estímulos de dichos colores
junto con la normalización en la llamada curva espectral de la respuesta del fotorreceptor, que
a su vez es sensible a las manifestaciones del color.
Para tener un marco de referencia, lo que se emplea es una curva de carácter espectral, pero
que siempre haya sido codificada anteriormente por la Comisión Internacional de Iluminación.
A esa curva se la conoce con el nombre de Función Colorimétrica.
El color es una especie de característica de gran subjetividad, debido a que existe tanto en el
ojo como en el cerebro del observador. Por lo tanto, no se trata de un rasgo propio que posee
un objeto, de ahí que no podamos considerar al color como una característica esencialmente
objetiva. De esta manera, todos los fotorreceptores que intervienen en el método o sistema de
medición son los conos de la retina del ojo humano, razón por la cual no habrá un solo tipo,
sino que los hay de distintas clases y, por ende, con disímiles sensibilidades a la hora de tener
en cuenta todo el espectro luminoso que se le presenta a la visión humana. La colorimetría se
constituye, de esta forma, en una ciencia de rasgos sumamente expansivos, es decir, la
industria cosmética, por ejemplo, estudia continuamente distintas sombras, polvos y colores
para el cabello y todo eso es posible gracias a la colorimetría.
Otra actividad en donde se la emplea es en el medio gráfico, en especial cuando se suscitan
problemas en la reproducción de los colores y en todos los análisis y documentaciones de
aquellas superficies que datan de muchos años atrás, como es el caso de los policromados y
de los cuadros también.
Mediante el empleo de las técnicas para la realización de un análisis colorimétrico se pondrá
arriba a un método químico de los materiales superficiales que son el objeto de los distintos
análisis y cuyo ejemplo radical es el análisis de la respuesta espectral. En cuanto al origen de
la colorimetría, cabe aclararse que Hermann Grassmann, un matemático de Alemania, fue el
autor de una serie de leyes que mencionaban las vicisitudes de las mezclas aditivas de los
colores. Es decir, Grassmann enunció a través de esas leyes que todos los colores pueden
efectivamente ser expresados como si se tratara de una suma de los tres colores primarios, o
sea, de los colores que no pueden ser de ninguna manera obtenidos mediante la mezcla de
colores x.
Cuando se aplica la Ley de Grassmann, lo que se obtiene es una ecuación unitaria del color
que, cuando se la representa, da como resultado una forma más que similar a la de un
triángulo. Dicho triángulo, con el tiempo, fue adquiriendo importante trascendencia y
actualmente se lo conoce con el nombre de Triángulo Internacional del Color.
MATERIAL
•
•
•
•
•
12 tubos de ensaye de 1.5 X 15 cm
Gradilla para tubos
Bureta de 25 ml
Matraz aforado de 500 ml
Vaso de pp de 250 ml
MUESTRA
Problema de CuSO4. 5H2O
REACTIVOS
• CuSO4. 5H2O
• KNO3 al 10%
• Ferricianuro de Potasio al 10%
PRECAUCIONES
Realizar las observaciones con una buena fuente de luz natural o artificial.
Emplear material limpio y seco.
Marcar los tubos en la parte superior con marcador permanente fino.
TÉCNICA.
Procedimiento experimental.
TABLA DE DILUCIONES
TUBO
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
ML DE
SOLUCION
ESTANDAR
0.5
1
1.5
2
2.5
3
3.5
4
4.5
5
ML DE AGUA
4.5
4
3.5
3
2.5
2
1.5
1
0.5
0
VOLUMEN
TOTAL
ML
5
5
5
5
5
5
5
5
5
5
CONCENTRACION
PPM
5
10
15
20
25
30
35
40
45
50
1.- En balanza analítica pesar la cantidad de CuSO4.5H2O necesaria para preparar 500 ml de
solución tipo de una concentración de 50 ppm.
2.- Disolver el CuSO4.5H2O en 250 ml de agua destilada en un vaso de pp y pasar
cuantitativamente a un matraz aforado de 500 ml y aforar con agua destilada.
3.- llenar una bureta con solución estándar o tipo y otra con agua destilada.
4.-Secar perfectamente 12 tubos con etanol marcando o etiquetando del 1-10 y guardar 2 para
el problema.
5.- Adicionar a cada tubo medido con bureta la solución estándar y complementar a un volumen
de 10 ml con agua destilada medida también con bureta: 1 ml de solución estándar + 9 ml de
agua y así hasta el tubo 10.
6.- tomar como referencia la tabla de diluciones.
7.-PARA DECIDIR SI EL PROBLEMA SE DEBE DILUIR: Depositar en un tubo de ensaye 2 ml
de problema y en otro tubo 2 ml de solución estándar, adicionar a los dos tubos 2 gotas de
KNo3 al 10 % y 2 gotas a cada tubo de Ferrocianuro de potasio al 10 %, homogenizar y esperar
3-5 minutos el desarrollo de color.
8.- Si el color café rojizo de su problema es más intenso que el de la solución estándar, es
necesario diluir el problema.
9.- Para diluir el problema medir una alícuota de 10 a 25 ml y aforar a 100 ml.
10.- Ya teniendo el problema diluido, medir una alícuota de 10 ml en un tubo marcado como
problema y agregar al tubo del problema y a los tubos de la serie tipo en forma simultánea 2
gotas de KNo3 al 10 % y 2 gotas a cada tubo de Ferrocianuro de potasio al 10 %, homogenizar
y esperar 3-5 minutos el desarrollo de color.
11.- Comparar el color del problema contra los tubos de la serie tipo.
12.- Si el color se encuentra entre dos tubos de la serie es necesario realizar otra dilución.
OBSERVACIONES
Comenzamos colocando solución estándar en la bureta, y siguiendo la tabla de diluciones
elegimos 10 tubos enumerados del 1 al 10, a los cuales se les agregó la cantidad en ML
correspondiente a la mitad del número rotulado que tenían y posteriormente se
complementaron a 5 ML con agua destilada todos los tubos, siempre medido con bureta.
Ahora bien, para saber si nuestro problema sulfato de cobre pentahidratado
necesitaba ser diluido; medimos 5 ML de solución estándar, 5 ML de solución
problema y los colocamos en su respectivo tubo de ensayo.
A cada tubo se le agregó Dos gotas de nitrato de potasio al 10% y 2 gotas de
ferrocianuro al 10% homogenizamos y observamos.
Podemos observar que el color del problema es menos
intenso que el de la solución estándar por lo tanto no
hay necesidad de diluir el problema, así que se utilizó
así.
Finalmente se agregaron dos gotas de nitrato de potasio y 2 gotas de ferrocianuro a cada
uno de los tubos de la serie, agitamos para homogenizar y después comparamos el color que
tomó nuestro problema con cada uno de los tubos de la serie, el tubo con el color más
parecido será el que indica la concentración en ppm del problema.
Comparamos los tubos 4 y 5 que eran los más parecidos al color que adquirió el problema y
finalmente, concluimos que correspondía al 25, es decir, nuestro problema tenía una
concentración de 25 partes por millón.
CÁLCULOS Y RESULTADOS
Fórmula
𝐶1 𝑉1 = 𝐶2 𝑉2
𝐶2 =
𝐶1 𝑉1
𝑉2
𝑇𝑢𝑏𝑜 1: 𝐶2 =
(50)(0.5)
= 5 𝑝𝑝𝑚
5
𝑇𝑢𝑏𝑜 2: 𝐶2 =
(50)(1)
= 10 𝑝𝑝𝑚
5
𝑇𝑢𝑏𝑜 3: 𝐶2 =
(50)(1.5)
= 15 𝑝𝑝𝑚
5
𝑇𝑢𝑏𝑜 4: 𝐶2 =
𝑇𝑢𝑏𝑜 5: 𝐶2 =
(50)(2.5)
= 25 𝑝𝑝𝑚
5
𝑇𝑢𝑏𝑜 6: 𝐶2 =
𝑇𝑢𝑏𝑜 7: 𝐶2 =
(50)(3)
= 30 𝑝𝑝𝑚
5
(50)(3.5)
= 35 𝑝𝑝𝑚
5
𝑇𝑢𝑏𝑜 8: 𝐶2 =
𝑇𝑢𝑏𝑜 9: 𝐶2 =
(50)(2)
= 20 𝑝𝑝𝑚
5
(50)(4)
= 40 𝑝𝑝𝑚
5
(50)(4.5)
= 45 𝑝𝑝𝑚
5
𝑇𝑢𝑏𝑜 10: 𝐶2 =
(50)(5)
= 50 𝑝𝑝𝑚
5
CUESTIONARIO
¿Cuáles son las ventajas y desventajas de las determinaciones colorimétricas en forma
visual?
R= Una ventaja es que se puede automatizar ahorrando tiempo y permitiendo realizar mayor
número de medidas, además de que, en ausencia de espectrofotómetro, puede utilizarse
este método colorimétrico para conocer concentraciones de diferentes soluciones.
Como desventaja no puede ser utilizado junto con otras moléculas de color.
CONCLUSIÓN
La determinación colorimétrica de cobre es un método colorimétrico, que tiene como objetivo
conocer concentraciones desconocidas de un determinado problema, fundamentándose en
la absorción de la luz visible este método resulta muy útil en ausencia de espectrofotometría,
pues es un método clásico dónde puede utilizarse una sustancia pura o bien una mezcla.
BIBLIOGRAFIA
•
•
Capilla, P., Artigas, J. M., & Pujol, J. (2002). Fundamentos de colorimetría (Vol. 55).
Universitat de València.
Terribile, C. (2014). Colorimetría Aplicada. Youcanprint.
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 11
“Determinación espectrofotométrica de cobre en sulfato de
cobre”
OBJETIVO
El alumno aprenderá a manejar los cálculos necesarios para la preparación de soluciones
estándar, concentración de los tubos en la serie tipo, diluciones de problema y cálculo de la
concentración real del problema. Obteniendo un criterio para aplicar los métodos
espectrofotométricos en la resolución de problemas.
FUNDAMENTO
Los métodos espectroscópicos se análisis se basan en la medida de la radiación
electromagnética, emitida o absorbida por la materia: Los métodos d emisión utilizan la
radiación emitida cuando un analito es excitado por energía térmica, eléctrica o energía
radiante.
Los métodos de absorción por lo contrario están basados en la disminución de la potencia o
atenuación de la radiación electromagnética como consecuencia de la absorción que se
produce en su interacción con el analito.
Las ventajas de la espectrofotometría sobre otros métodos analíticos de laboratorio son varias:
es rápida, precisa, versátil, fácil de usar y eficiente en costo. Los espectrofotómetros se han
mejorado en precisión y versatilidad en los últimos años con los avances de tecnología, y hoy
se consideran indispensables en un laboratorio de química analítica y como una de las mejores
técnicas instrumentales para la adquisición de información cualitativa y cuantitativa.
Los métodos espectroscópicos se clasifican según la región del espectro electromagnético que
está implicada; siendo las más importantes las regiones de los rayos X, ultravioleta, visible,
infrarrojo, microondas y radiofrecuencia.
MATERIAL
•
•
•
•
•
12 tubos de ensaye de 1.5 X 15 cm
Gradilla para tubos
Bureta de 25 ml
Matraz aforado de 500 ml
Vaso de pp de 250 ml
MUESTRA
Problema de CuSO4. 5H2O
REACTIVOS
•
•
•
CuSO4. 5H2O
KNO3 al 10%
Ferricianuro de Potasio al 10%
ESQUEMA DEL INSTRUMENTO.
ESQUEMA DEL SISTEMA OPERATIVO.
CALIBRACION
•
•
Calibrar con agua destilada a 0 absorbancia y 100% transmitancia.
Calibrar con solución estándar según indicaciones.
ESCALAS DE MEDICION
Indicar escala de longitud de Onda del espectrofotómetro.
PRECAUCIONES
•
•
•
•
•
Calentar el instrumento conectado al regulador de 15-20 minutos antes de realizar
lecturas.
No tocar con los dedos la parte de lectura de la cubeta.
La cubeta no tallarla, ni rayar.
La muestra debe ser colocada hasta el aforo indicado en la cubeta.
Respetar los tiempos de desarrollo de color.
TÉCNICA.
1. En balanza analítica pesar la cantidad de CuSO4.5H2O necesaria para preparar 500 ml
de solución tipo de una concentración de 50 ppm.
2. Disolver el CuSO4.5H2O en 250 ml de agua destilada en un vaso de pp y pasar
cuantitativamente a un matraz aforado de 500 ml y aforar con agua destilada.
3. Llenar una bureta con solución estándar o tipo y otra con agua destilada.
4. Secar perfectamente 12 tubos con etanol marcando o etiquetando del 1-10 y guardar 2
para el problema.
5. Adicionar a cada tubo medido con bureta la solución estándar y complementar a un
volumen de 10 ml con agua destilada medida también con bureta: 1 ml de solución
estándar + 9 ml de agua y asi hasta el tubo 10.
6. Tomar como referencia la tabla de diluciones.
7. PARA DECIDIR SI EL PROBLEMA SE DEBE DILUIR: Depositar en un tubo de ensaye
2 ml de problema y en otro tubo 2 ml de solución estándar, adicionar a los dos tubos 2
gotas de Kno3 al 10 % y 2 gotas a cada tubo de Ferrocianuro de potasio al 10 %,
homogenizar y esperar 3-5 minutos el desarrollo de color.
8. Si el color café rojizo de su problema es más intenso que el de la solución estándar, es
necesario diluir el problema.
9. Para diluir el problema medir una alícuota de 10 a 25 ml y aforar a 100 ml.
10. Ya teniendo el problema diluido, medir una alícuota de 10 ml en un tubo marcado como
problema y agregar al tubo del problema y a los tubos de la serie tipo en forma
simultánea 2 gotas de Kno3 al 10 % y 2 gotas a cada tubo de Ferrocianuro de potasio
al 10 %, homogenizar y esperar 1-2 minutos el desarrollo de color.
11. Comparar la lectura de absorbancia y transmitancia del problema contra los tubos de la
serie tipo, realizando la medición en espectrofotómetro respetando los tiempos de
desarrollo de color. A 530 nm.
OBSERVACIONES
En primer lugar, se coloca agua destilada en la celda del espectrofotómetro que tiene forma
de prisma cuadrangular para realizar la calibración del instrumento.
De la serie de tubos utilizados en la práctica anterior, se utilizarán para medir la absorbancia
de cada uno. así que de cada tubo se tomará un poco de solución y se colocará en una celda
de tal forma que quede aforado hasta la línea indicada y se pondrá en la cabina de medición
para hacer la medición de observancia pertinente.
una vez calibrado el espectrofotómetro se coloca ahora en la celda nuestro problema se
levanta la tapa y se coloca la celda dentro en uno de los espacios se cierra y se realiza la
medición y obtuvimos que nuestro problema tiene una absorbancia de 0.067.
RESULTADOS.
TUBO
ABSORBANCIA
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
0.013
0.019
0.029
0.04
0.056
0.076
0.086
0.091
0.109
0.111
MUESTRA PROBLEMA= 0.067
𝑦 = 1.6675 + 410.04𝑥
𝑦 = 1.6675 + 410.04 (0.067) = 24.1376
Problema= 24.1376 ppm
GRAFICAS
ppm
5
10
15
20
25
30
35
40
45
50
0.013
0.019
0.029
0.04
0.056
0.076
0.086
0.091
0.109
0.111
0.067
absorbancia
0.013
0.019
0.029
0.04
0.056
0.076
0.086
0.091
0.109
0.111
5
10
15
20
25
30
35
40
45
50
29.14018
CUESTIONARIO
Mencione cuales son las propiedades de la radiación electromagnética.
R= todas las radiaciones del espectro electromagnético presentan las propiedades del
movimiento ondulatorio como la difracción y la interferencia
Que es el espectro electromagnético.
R= Se refiere a todas las radiaciones electromagnéticas como: rayos gamma, rayos x,
ultravioleta, luz visible, infrarrojo, microondas y ondas de radio.
Defina espectro de emisión.
R= Conjunto de longitudes de onda emitidas por un átomo que se encuentran en estado
excitado continuas de líneas de bandas de absorción y de emisión.
Que es un espectro de banda y uno continuo.
BANDA: Lo emiten moléculas excitadas en muchos estados de excitación que difieren unas
de otras.
CONTINUO: Iones, átomos de un sólido incandescente que son incapaces de mostrar un
comportamiento independiente, debido a las pequeñas distancias que los separan. Se utiliza
para análisis de absorción.
Enuncie la ley de Beer y cuáles son sus limitaciones.
R= Nos dice que la concentración de una solución es directamente proporcional al a
absorbancia sus decisiones son:
•
•
Desviaciones reales: relación de la observancia y la longitud del camino óptico.
Desviaciones químicas cuando las especies absorbentes experimentan asociación
disociación o relación con el disolvente.
• Desviaciones instrumentales se refiere a la utilización de la luz monocromática para la
linealidad entre absorbancia y concentración.
CONCLUSIÓN
Mediante esta práctica se realizaron mediciones de diferentes muestras en el
espectrofotómetro, obteniendo así, un resultado de absorbancia específico de la muestra
problema y gracias a esto aplicando la ley de Beer pudimos conocer a partir de la absorbancia,
su concentración, mediante una interpolación. El espectrofotómetro es un instrumento de gran
importancia y utilidad que se fundamenta en la radiación electromagnética absorbida.
BIBLIOGRAFIA
•
•
https://www.cromtek.cl/2021/04/14/polarimetro-que-es-y-para-que-sirve-en-ellaboratorio/
https://www.agsanalitica.com/para-que-sirve-un-polarimetro
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 12
“DETERMINACION
DE LA CURVA DE MAXIMA ABSORCIÓN DE UN COMPUESTO
COLORIDO”
OBJETIVO
El alumno obtendrá la curva máxima de absorción de un compuesto colorido. Obteniendo un
criterio para poder seleccionar la longitud de onda apropiada para realizar las determinaciones
espectrofotométricas.
FUNDAMENTO
Los métodos espectroscópicos se análisis se basan en la medida de la radiación
electromagnética, emitida o absorbida por la materia: Los métodos d emisión utilizan la
radiación emitida cuando un analito es excitado por energía térmica, eléctrica o energía
radiante.
Los métodos de absorción por lo contrario están basados en la disminución de la potencia
o atenuación de la radiación electromagnética como consecuencia de la absorción que se
produce en su interacción con el analito.
Las ventajas de la espectrofotometría sobre otros métodos analíticos de laboratorio son varias:
es rápida, precisa, versátil, fácil de usar y eficiente en costo. Los espectrofotómetros se han
mejorado en precisión y versatilidad en los últimos años con los avances de tecnología, y hoy
se consideran indispensables en un laboratorio de química analítica y como una de las mejores
técnicas instrumentales para la adquisición de información cualitativa y cuantitativa
Los métodos espectroscópicos se clasifican según la región del espectro electromagnético
que está implicada; siendo las más importantes las regiones de los rayos X, ultravioleta, visible,
infrarrojo, microondas y radiofrecuencia.
MATERIAL
2 tubos de ensaye de 1.5 X 15 cm
Gradilla para tubos
Vaso de pp de 250 ml
EQUIPO O INSTRUMENTO.
Espectrofotómetro.
MUESTRA
KMnO4 a 20 ppm.
Cu SO4 . 5H2O 1% de Cu+2
ESQUEMA DEL INSTRUMENTO.
ESQUEMA DEL SISTEMA OPERATIVO.
CALIBRACION
-
Calibrar con agua destilada a 0 absorbancia y 100% transmitancia
Calibrar con solución estándar según indicaciones.
PRECAUCIONES
- Calentar el instrumento conectado al regulador de 15-20 minutos antes de realizar
lecturas.
- -No tocar con los dedos la parte de lectura de la cubeta.
- La cubeta no tallarla, ni rayar.
- La muestra debe ser colocada hasta el aforo indicado en la cubeta.
- Respetar los tiempos de desarrollo de color.
TÉCNICA.
1.- Realizar el cálculo de preparación de 250 ml de KMnO4 a 20 ppm. Y 1% de Cu+2 de
CuSO4. 5H2O.
2.- Seguir el siguiente procedimiento.
-
-
Solicitar al profesor asigne la solución problema a las cuales se les realizará el estudio.
Registrar las características de la muestra.
Seleccionar los rangos preliminares dentro de los cuales se aplicará el estudio.
Empleando blanco como referencia medir las absorbancias (A) de las soluciones
tomando las lecturas cada 20 nm excepto en la región de máxima absorbancia donde
se utilizarán intervalos de 5-2 nm dependiendo del instrumento.
Construir gráfica.
OBSERVACIONES
Se coloco el
espectrofotómetro en la
longitud de onda más
baja y calibramos con
agua destilada.
Subimos la longitud
de onda en el
rango determinado
RESULTADOS.
Longitud
de
onda nm. ()
350
400
450
500
550
600
650
700
750
Absorbancia
0.156
0.238
0.181
0.169
0.107
0.053
0.040
0.033
0.024
Colocamos nuestra
solución base y
medimos la
absorbancia
GRAFICAS
CUESTIONARIO
1.- ¿Para qué se realiza la curva de máxima absorción?
Cuando vamos a realizar una espectrofotometría y no conocemos la longitud de onda
adecuada, debemos realizar la curva de máxima absorción.
2.- ¿Cuál es la función del blanco?
Se utiliza como referencia para medir las absorbancias (A) de las soluciones de las lecturas
tomadas.
3.- ¿Defina color?
Color es la percepción visual del reflejo de la luz que ilumina las superficies y rebota en las
células conos de nuestra retina.
CONCLUSION
En conclusión, aprendimos la utilización del espectrofotómetro, además de la función de la
curva de máxima absorción. La espectrofotometría nos ayuda a determinar la concentración
de una solución.
REFERENCIAS
Abril Díaz, Nieves. “Espectrofometría: Espectros De Absorción y Cuantificación Colorimétrica De
Biomoléculas.” Departamento De Bioquímica Y Biología Molecular - Universidad De Córdoba,
https://www.uco.es/dptos/bioquimica-biol-mol/.
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 13
“DETERMINACION ESPECTROFOTOMETRICA ULTRAVIOLETAVISIBLE (VISUAL).”
Objetivo.
El alumno aprenderá a manejar el espectrofotómetro ultravioleta visible por medio del análisis
cuantitativo de un compuesto orgánico ACIDO ACETIL SALICILICO. Obteniendo un criterio
para aplicar los métodos espectrofotométricos en la resolución de problemas.
Fundamento.
La espectrometría ultravioleta-visible o espectrofotometría UV-Vis implica la espectroscopia de
fotones en la región de radiación ultravioleta-visible. Utiliza la luz en los rangos visible y
adyacentes
(el
ultravioleta
(UV)
cercano
y
el
infrarrojo
(IR)
cercano.
En esta región del espectro electromagnético, las moléculas se someten a transiciones
electrónicas.
Esta técnica es complementaria de la espectrometría de fluorescencia, que trata con
transiciones desde el estado excitado al estado basal, mientras que la espectrometría de
absorción mide transiciones desde el estado basal al estado excitado.
La espectrometría UV/Vis se utiliza habitualmente en la determinación cuantitativa de
soluciones de iones metálicos de transición y compuestos orgánicos muy conjugados.
Las soluciones de iones metálicos de transición: pueden ser coloreadas (es decir, absorben
la luz visible) debido a que los electrones en los átomos de metal se pueden excitar desde un
estado electrónico a otro. El color de las soluciones de iones metálicos se ve muy afectado por
la presencia de otras especies, como algunos aniones o ligandos. Por ejemplo, el color de una
solución diluida de sulfato de cobre es muy azul; agregando amoníaco se intensifica el color y
cambia la longitud de onda de absorción máxima.
Los compuestos orgánicos: especialmente aquellos con un alto grado de conjugación,
también absorben luz en las regiones del espectro electromagnético visible o ultravioleta. Los
disolventes para estas determinaciones son a menudo el agua para los compuestos solubles
en agua, o el etanol para compuestos orgánicos solubles. Los disolventes orgánicos pueden
tener una significativa absorción de UV, por lo que no todos los disolventes son adecuados
para su uso en espectrometría UV. El etanol absorbe muy débilmente en la mayoría de las
longitudes de onda. La polaridad y el pH del disolvente pueden afectar la absorción del
espectro de un compuesto orgánico. La tirosina, por ejemplo, aumenta su máximo de
absorción y su coeficiente de extinción molar cuando aumenta el pH de 6 a 13, o cuando
disminuye
la
polaridad
de
los
disolventes.
Aunque los complejos de transferencia de carga también dan lugar a colores, éstos son a
menudo demasiado intensos para ser usados en mediciones cuantitativas.
La ley de Beer-Lambert establece que la absorbancia de una solución es directamente
proporcional a la concentración de la solución. Por tanto, la espectrometría UV/VIS puede
usarse para determinar la concentración de una solución. Es necesario saber con qué rapidez
cambia la absorbancia con la concentración. Esto puede ser obtenido a partir de referencias
(las tablas de coeficientes de extinción molar) o, con más exactitud, determinándolo a partir
de una curva de calibración.
El espectrofotómetro UV/Vis puede utilizarse como detector para la Cromatografía Líquida de
Alta Resolución (CLAR). La presencia de un analito da una respuesta que puede ser
proporcional a la concentración. Para resultados precisos, la respuesta del instrumento al
analito debe compararse con la respuesta a un estándar, lo que es muy similar al uso de curvas
de calibración. La respuesta (por ejemplo, el pico de altura) para una concentración particular
se conoce como factor de respuesta.
LEY DE BEER-LAMBERT
La espectrometría UV-Vis se utiliza con mayor frecuencia en forma cuantitativa para determinar
las concentraciones de especies absorbentes en solución, usando la Ley de Beer-Lambert:
donde A es la absorbancia medida, I0 es la intensidad de la luz incidente a una determinada
longitud de onda, I es la intensidad de transmisión, L la longitud de ruta a través de la muestra,
y c la concentración de las especies absorbentes. Para cada especie y longitud de onda, ε es
una constante conocida como absortividad molar o coeficiente de extinción. Esta constante es
una propiedad fundamental molecular en un solvente dado, a una temperatura y presión
particular, y tiene como unidades 1/M * cm o, a menudo, U/M * cm.
La absorbancia y extinción ε a veces son definidas en términos de logaritmo natural, en lugar
de base 10. La ley de Beer-Lambert es útil para la caracterización de muchos compuestos,
pero no sirve como relación universal para la concentración y absorción de todas las
sustancias. En moléculas complejas de gran tamaño, como los tintes orgánicos (Xylenol
Naranja o Rojo Neutro, por ejemplo), a veces se encuentra una relación polinómica de segundo
orden entre la absorción y la concentración.
ESPECTRO ULTRAVIOLETA-VISIBLE.
Un espectro ultravioleta-visible es esencialmente un gráfico de absorbancia de luz frente a una
longitud de onda en el rango del ultravioleta o la luz visible. Este espectro puede ser producido
directamente con los espectrofotómetros más sofisticados, o bien pueden registrarse los datos
de una sola longitud de onda con los instrumentos más simples. La longitud de onda se
representa con el símbolo λ. Del mismo modo, para una determinada sustancia, puede hacerse
un gráfico estándar del coeficiente de extinción (ε) frente a la longitud de onda (λ). Este gráfico
estándar sería efectivamente "la concentración corregida" y, por tanto, independiente de la
concentración. Para una sustancia determinada, la longitud de onda en la cual se produce el
máximo de absorbancia en el espectro se llama λ max, y se pronuncia "lambda-max".
Las reglas de Woodward-Fieser son un conjunto de observaciones empíricas que pueden
utilizarse para predecir λ max, la longitud de onda de la absorción UV-Vis, para compuestos
orgánicos
conjugados
como
dienos
y
cetonas.
Las longitudes de onda de los picos de absorción pueden correlacionarse con los tipos de
enlace en una determinada molécula, y son valiosos para determinar los grupos funcionales
dentro de la molécula. La absorción UV-Vis no es, sin embargo, una prueba específica para
ningún compuesto determinado. La naturaleza del disolvente, el pH de la solución, la
temperatura, la concentración de electrolitos, y la presencia de sustancias interferentes
pueden influir en los espectros de absorción de los compuestos, así como las variaciones en
la anchura de la hendidura (ancho de banda efectivo) en el espectrofotómetro.
Material.
• Vidrio de reloj
• Matraz aforado de 10, 50 y 100 mL
• Pipeta graduada de 2, 5 y 10 mL
• Pipeta volumétrica de 2 y 5 mL
• Probeta de 100 mL
• Embudo de filtración talle largo y papel filtro
• Piseta
• Espectrofotómetro ultravioleta-visible
• Celdas de cuarzo para espectrofotómetro
• Papel absorbente
Equipo o instrumento:
Técnica:
1.
2.
3.
4.
Preparamos nuestras sustancias de referencia, en este caso utilizaremos cafeína.
Prepararemos 5 muestras de cafeína, cada una de ellas con diferente concentración.
Las soluciones que usaremos serán 10, 20, 30, 40, 50 ppm de cafeína.
Con la solución de 50 ppm haremos una curva de máxima absorbancia para saber en
qué longitud de onda realizaremos la espectrofotometría.
5. Una vez encontrada la longitud de onda con la que trabajaremos, realizamos una
medición de todas las soluciones de referencia.
6. Colocamos nuestra muestra problema y obtenido nuestro de transmitancia usaremos
los valores anteriores para conocer su ppm.
Calibración:
Colocamos agua destilada y calibramos.
Precauciones:
• Identificar la muestra
• No tallar las capsulas de cuarzo
• Medir las muestras de menor a mayor concentración (ppm)
•
Preparación de muestra:
1ppm equivale a 1 mg/l (1 miligramo por litro)
10 ppm =10 miligramos de cafeína en un litro de agua
20 ppm= 20 miligramos / 1 litro 30ppm= 30 miligramos / 1 litro
40 ppm= 40 miligramos / 1 litro 50 ppm= 50 miligramos / 1 litro
Poner las muestras en el espectrofotómetro.
Lectura de absorbancia:
La absorbancia (A) es un concepto más relacionado con la muestra puesto que nos indica la
cantidad de luz absorbida por la misma, y se define como el logaritmo de 1/T, en consecuencia:
A = log 1/T = -log T = -log It/ Io. Cuando la intensidad incidente y transmitida son iguales (Io =
It), la transmitancia es del 100% e indica que la muestra no absorbe a una determinada longitud
de onda, y entonces A vale log 1 = 0. La cantidad de luz absorbida dependerá de la distancia
que atraviesa la luz a través de la solución del cromóforo y de la concentración de éste.
Graficas:
ppm
(A)
10
20
30
40
1.13
1.938
2.669
3.138
Resultados:
𝒚 = 𝟎. 𝟎𝟔𝟕𝟑𝒙 + 𝟎. 𝟎𝟓𝟑
𝒚=
𝒚=
𝒂𝒃𝒔𝒐𝒓𝒃𝒂𝒏𝒄𝒊𝒂 − 𝟎. 𝟎𝟓𝟑
𝟎. 𝟎𝟔𝟕𝟔
𝟐. 𝟏𝟓𝟏 − 𝟎. 𝟓𝟑
= 𝟐𝟑. 𝟗𝟖 𝒑𝒑𝒎
𝟎. 𝟎𝟔𝟕𝟔
Cuestionario:
1. ¿Qué otras aplicaciones tienen la espectroscopia ultravioleta?
La espectroscopia ultravioleta-visible UV-Vis es una técnica ampliamente utilizada en
muchas áreas de la ciencia que van desde el cultivo bacteriano, la identificación de
fármacos y las comprobaciones y cuantificación de la pureza del ácido nucleico, hasta
el control de calidad en la industria de bebidas
2. ¿Cuál es la importancia de determinar por ultravioleta la concentración de AAS?
La espectroscopia de absorción atómica, o AAS, es una técnica para medir las
concentraciones de elementos metálicos en diferentes materiales. Como técnica
analítica, utiliza longitudes de onda electromagnéticas, procedentes de una fuente de
luz. Distintos elementos absorberán estas longitudes de onda de manera diferente. Da
una imagen de qué concentraciones de un elemento específico hay en cualquier
material, o líquido, que se esté probando. Aquí analizamos lo que implica el AAS como
técnica analítica, lo que puede medir, por qué es útil y los instrumentos involucrados
en su realización.
3. ¿Indique la longitud de onda que abarca la radiación ultravioleta?
La radiación ultravioleta se encuentra entre la luz visible y los rayos X del espectro
electromagnético. La "luz" ultravioleta (UV) tiene longitud de onda entre 380 y 10
nanómetros. La longitud de onda de la luz ultravioleta tiene aproximadamente 400
nanómetros
Bibliografía:
Espectroscopia ultravioleta-visible: conceptos básicos | METTLER TOLEDO (mt.com)
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FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 14
“INFRARROJO. Espectrofotometría”
OBJETIVO
El alumno conocerá y aprenderá a manejar la instrumentación para infrarrojo
-Realizará investigación del equipo y una técnica analítica implementada en infrarrojo.
FUNDAMENTO
La región del infrarrojo del espectro abarca la radiación con números de onda comprendidos
-1
entre 12800 y 10 cm , que corresponden a una λ de 0.70 a 1.0 nm.
El infrarrojo se divide en cercano, medio y lejano de acuerdo a su aplicación e instrumentación.
Las técnicas y aplicaciones de las tres regiones del espectro infrarrojo varían
considerablemente.
Infrarrojo cercano se realizan con fotómetros y espectrofotómetros similares en cuanto sus
componentes.
Las aplicaciones más importantes de esta área espectral son en química cuantitativa en el
área industrial, agrícola y procesos de control.
-1
El infrarrojo lejano (aprox. 400-10 cm ) se encuentra adyacente a la región de microondas,
posee una baja energía y puede ser usado en espectroscopia rotacional.
-1
El infrarrojo medio (aprox. 4000-400 cm ) puede ser usado para estudiar las vibraciones
fundamentales y la estructura rotacional vibraciones, mientras que el infrarrojo cercano (14000-1
4000 cm ) puede excitar sobre tonos 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 fuentes para la medida de absorción en el infrarrojo radiación en el infrarrojo, requieren de
una fuente de radiación continua y un detector sensible.
Las fuentes de radiación en el infrarrojo constan de un sólido inerte que se calienta
eléctricamente a una temperatura de 1.500°K-2.300°K. Entre los utilizados están Emisor de
Nernst, fuente globar, Fuente de filamento incandescente, Arco de mercurio, Fuente láser de
dióxido de carbono, Lampara de filamento de Walframio.
De los detectores son térmicos. Piroeléctricos comunes en fotómetros y fotoconductores de
los instrumentos de multiplex de transformada de Fourier.
Tipos de espectrofotómetros de infrarrojo.
EQUIPO O INSTRUMENTO.
CUESTIONARIO
MUESTRA INDIQUE COMO SE PREPARA LA MUESTRA DE UN LIQUIDO, SOLIDO Y GAS
Liquido: Cuando la cantidad de muestra es pequeña o no se dispone del disolvente apropiado,
es habitual obtener espectros del liquido puro. En este caso solo una película delgada tiene un
camino óptico lo suficiente corto como para producir espectros satisfactorios.
Solido: Generalmente la muestra se debe pulverizar hasta que el tamaño de sus partículas
sea menor que la longitud de onda de la radiación para evitar los efectos de dispersión de
radiación
1.- En que se basan los métodos de especto. De infrarrojo
Es un método de medida de la absorción de la radiación en un rango de longitudes de onda,
cuando ésta pasa a través de una capa delgada de sustancia. La espectrofotometría de
infrarrojo es un ensayo de identificación por excelencia siendo capaz de distinguir sustancias
con diferencias estructurales. De las tres regiones de infrarrojo (cercano, medio y lejano), la
región comprendida entre 4000 a 400 cm-1 es la más empleada para fines de identificación.
2.- Para que un compuesto pueda ser absorbido en infrarrojo que debe presentar?
Para absorber radiación infrarroja una molécula debe experimentar un cambio neto en el
momento dipolar como consecuencia del movimiento vibratorio o rotatorio
3.- Que tipos vibraciones presentan las moléculas inorgánicas y orgánicas?
4Cuales son las fuentes de radiación más importantes?
Emisor Nernst
Fuente globar
Fuente de filamento incandescente
Arco de mercurio
Lampara de filamento de wolframio
Fuente laser de dióxido de carbono
5.- Que detectores se emplea en infrarrojo?
Detectores térmicos
Detectores piroeléctricos
Detectores fotoconductores
6.- Explique la función de los componentes de la transformada de Fourier?
Mecanismos de tracción: para la obtención de Interferogramas
Divisores de haz: para trabajar con las diferentes regiones de infrarrojo
Fuentes y detectores: los detectores no son muy utilizados debido a su tiempo de respuesta
lento
7.- Cuales son las aplicaciones de infrarrojo cercano, lejano y medio?
Infrarrojo cercano: aplicación en análisis cuantitativo de compuestos que tienen
agrupaciones H-C o N-O. Para determinaciones de agua en muestras de glicerol, hidracina,
películas orgánicas, acido nítrico fumante. Fenoles alcoholes ácidos orgánicos e
hidroperóxidos: esteres, cetonas, ácidos carboxílicos. Aminas primarias secundarias y mezcla
de terciarias
6.- Investigue una técnica aplicativa para identificar un medicamento por infrarrojo.
Análisis de un fármaco por Espectrometría IR con Transformada de Fourier
Procedimiento:
Encender el espectrómetro IR: Calentar el espectrofotómetro IR (Mirar el manual de
operación del instrumento y leer las instrucciones de operación del equipo) antes de iniciar el
experimento.
Preparación de la pastilla de KBr: El material que contenga la muestra debe ser
transparente a la radiación infrarroja para asegurar la medida de absorción solo de la muestra.
Las sales halogenadas (incluido el KBr) tienen excelente transparencia en el IR. Las muestras
liquidas se colocan, por lo general, entre dos cristales pulidos de KBr, los cuales se colocan en
el espectrofotómetro. Para las muestras sólidas se mezcla una pequeña cantidad de muestra
pulverizada con KBr pulverizado en un mortero de ágata y después se hace una pastilla con
esta mezcla, la cual se coloca en el espectrofotómetro. Las muestras gaseosas se colocan en
una celda especial para gases y luego esta celda se coloca en el espectrofotómetro.
a) Blanco pastilla de KBr
1.Triturar hasta un polvo fino 200 a 300 mg de KBr utilizando un mortero de ágata. 2. Siguiendo
las instrucciones de la prensa manual, hacer una pastilla de KBr.
b) Pastilla de Acido Salicílico en KBr
1. Triturar hasta un polvo fino 200 a 300 mg de KBr utilizando un mortero de ágata. 2. Adicionar
1 a 2 mg de Acido Salicílico al KBr pulverizado y mezclar bien hasta obtener polvo fino.
3. Realizar la pastilla utilizando esta mezcla.
c) Pastilla de Ácido Acetilsalicílico en KBr
1. Triturar hasta un polvo fino 200 a 300 mg de KBr utilizando un mortero de ágata. 2. Adicionar
1 a 2 mg de Ácido acetilsalicílico al KBr pulverizado y mezclar bien hasta obtener polvo fino.
3. Realizar la pastilla utilizando esta mezcla.
d) Pastilla de Aspirina comercial en KBr
1. Triturar hasta un polvo fino 200 a 300 mg de KBr utilizando un mortero de ágata. 2. Adicionar
1 a 2 mg de aspirina comercial al KBr pulverizado y mezclar bien hasta obtener polvo fino.
3. Realizar la pastilla utilizando esta mezcla.
C. Obtención de los espectros IR :
a) Espectro del Background
Obtener el espectro del background del IR sin muestra en el equipo siguiendo las instrucciones
del manual del usuario.
b) Calibración del Espectrofotómetro:
Espectro del Poliestireno. Antes de realizar una asignación cuantitativa de bandas en los
espectros, es necesario realizar un calibrado de frecuencias del espectrofotómetro. Dicho
calibrado suele realizarse mediante la medida del espectro de una película de poliestireno de
espesor conocido.
1. Colocar la película de poliestireno en el soporte de la muestra del espectrofotómetro y
registrar el espectro a la máxima resolución posible y a la resolución de16cm-1 y 2cm-1.
2. Identificar las bandas principales del espectro obtenido con las frecuencias numeradas y
tabuladas en la Figura 1.
3. A la vista de la estructura del poliestireno, utilizar la información incluida en el apéndice para
interpretar las bandas observadas. Asignar, por ejemplo, las bandas del espectro asociadas
con los modos vibracionales de estiramiento de los enlaces C-H y CC del anillo bencénico.
4. Representar finalmente gráficamente las frecuencias experimentales frente a los de la tabla
anterior y realizar una regresión lineal para obtener los parámetros de calibrado.
c) Blanco pastilla de KBr
Colocar la pastilla de KBr en el compartimiento de la muestra y obtener el espectro. d) Espectro
del Acido Salicílico
Colocar la pastilla de Ácido salicílico/KBr en el compartimiento de la muestra y obtener el
espectro. e) Espectro del Ácido Acetilsalicílico. Colocar la pastilla de Ácido acetilsalicílico/KBr
en el compartimiento de la muestra y obtener el espectro.
f) Espectro de la Aspirina Comercial
Colocar la pastilla de Aspirina Comercial/KBr en el compartimiento de la muestra y obtener el
espectro.
6. BIBLIOGRAFIA
Principios de Análisis Instrumental, (5ª ed.). D. Skoog, F.J. Holler, T.A. Nieman, McGrawHill/Interamericana de España, 2000.
Análisis Instrumental, K.A. Rubinson, J.F. Rubinson. Prentice Hall,Pearson Education S.A.
2001.
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FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
LABORATORIO DE ANALIS INSTRUMENTAL
Practica 15
“HPLC”
Objetivo
El alumno conocerá y aprenderá a manejar el HPLC.
Fundamento
La cromatografía es una de las muchas técnicas de separación. Otras técnicas disponibles son
destilación, precipitación/filtración, extracción con solventes, Identificar y Cuantificar.
La introducción de la cromatografía se debe a Michael Tswett investigador Ruso en 1903 con
la separación de carotenos y clorofila en los vegetales en una columna de vidrio llena de
carbonato de calcio y utilizando éter de petróleo como eluyente observando que a medida que
el éter viajaba a través de la columna se separaban bandas de diversos colores que
correspondían a carotenos, xantofilas y clorofilas de ahí la palabra cromatografía que
literalmente significa “color escrito”. Así en 1959 James y Martín sustituyen el líquido eluyente
de la fase móvil por un gas, apareciendo la cromatografía de gases, siendo una de las técnicas
analíticas para análisis de gases y compuestos orgánicos volátiles.
Estos procedimientos analíticos no registraron avances notables hasta 1968 con Kirkland quien
introducen el concepto Cromatografía de líquidos de alta resolución, el cual aprovecha el
aumento extraordinario de tecnología en el diseño de lechos, instrumentación, detectores y
técnicas auxiliares de tal manera que se tienen mejores condiciones de reproductibilidad y
exactitud.
La moderna cromatografía líquida con la clásica se caracteriza por:
•
Columnas reutilizables de pequeño diámetro 2-5 mm
•
Rellenos de columna con partículas muy pequeñas 5-50 μm y desarrollo de nuevos
materiales para fase estacionaria.
•
Presiones de entradas relativamente altas y flujo controlado de la fase móvil
•
Interacción precisa de la muestra.
•
Detectores continuaos especiales
•
Instrumentación normalizados y automatizados
•
Análisis rápidos de alta resolución.
La migración diferencial en la cromatografía de líquidos de alta resolución es el resultado del
equilibrio de distribución de los componentes de una mezcla entre fase estacionaria y fase
móvil. Dichos componentes se separan en la columna y al salir de esta son conducidos por la
fase móvil y el orden en que emergieron, hacia un detector done se registran sus
concentraciones y sus tiempos de retención en la columna. El cromatograma resultante
muestra cada compuesto que sale de la columna en forma de picos simétricos con un tiempo
de retención característico por lo que ese tiempo puede emplearse para identificar el
compuesto .El tiempo de retención tr, se mide desde el momento de la inyección de la muestra
hasta el momento en que aparece el máximo del pico en el cromatograma.
En resumen, La cromatografía líquida (HPLC), es una técnica utilizada para separar los
componentes de una mezcla. Consiste en una fase estacionaria no polar (columna) y una fase
móvil. La fase estacionaria es sílica que se ha tratado con RMe2SiCl . La fase móvil actúa de
portador de la muestra.
La muestra en solución es inyectada en la fase móvil. Los componentes de la solución emigran
de acuerdo a las interacciones no-covalentes de los compuestos con la columna. Estas
interacciones químicas, determinan la separación de los contenidos en la muestra. La
utilización de los diferentes detectores dependerá de la naturaleza de los compuestos a
determinar.
APLICACIONES
La cromatografía líquida de alto rendimiento tiene una amplia gama de aplicaciones en los
campos de la bioquímica, química analítica, productos farmacéuticos, ciencia forense,
investigación alimentaria y otras áreas. Por ejemplo, la HPLC también se utiliza en las pruebas
de sustancias prohibidas en atletas. En la biotecnología, en ciencias y la industria farmacéutica.
La HPLC utiliza una fase móvil líquida para separar los componentes de la muestra. Los
componentes se disuelven en un disolvente y a continuación se hacen pasar por la columna a
una gran presión.
CUESTIONARIO
1.- Defina que es cromatografía de líquidos
Es una técnica de separación en la que los componentes de la mezcla se distribuyen entre dos
fases inmiscibles, una de las cuales está en reposo (fase estacionaria) mientras que la otra
(fase móvil) se mueve en una dirección establecida. La separación se logra como
consecuencia de los repetidos procesos de sorción-desorción durante la elución, y de las
diferencias entre las constantes de distribución de los componentes de la mezcla entre la fase
estacionaria y la móvil.
2.-En que se fundamenta la cromatografía de líquidos de alto rendimiento
Consiste en una fase estacionaria no polar (columna) y una fase móvil. La fase estacionaria
es sílica que se ha tratado con RMe2SiCl . La fase móvil actúa de portador de la muestra. La
muestra en solución es inyectada en la fase móvil. Los componentes de la solución emigran
de acuerdo a las interacciones no-covalentes de los compuestos con la columna. Estas
interacciones químicas, determinan la separación de los contenidos en la muestra.
La utilización de los diferentes detectores dependerá de la naturaleza de los compuestos a
determinar.
3.-Que aplicaciones tiene la cromatografía HPLC
La cromatografía líquida de alto rendimiento tiene una amplia gama de aplicaciones en los
campos de la bioquímica, química analítica, productos farmacéuticos, ciencia forense,
investigación alimentaria y otras áreas. Por ejemplo, la HPLC también se utiliza en las pruebas
de sustancias prohibidas en atletas.
Podemos resaltar en la industria farmacéutica con aplicaciones desde vitaminas solubles en
agua hasta medicamentos como el omeprazol.
4.-Como se llama la fase estacionaria de la cromatografía liquida
En la cromatografía en columna, la fase estacionaria o adsorbente es un sólido y la fase móvil
es un líquido. Las fases estacionarias más utilizadas son gel de sílice y alúmina. La fase móvil
o eluyente es un disolvente puro o una mezcla de disolventes.
5.-Porque se caracteriza la cromatografía liquida.
Es una técnica utilizada para separar los componentes de una mezcla. Consiste en una fase
estacionaria no polar (columna) y una fase móvil. La fase estacionaria es sílica que se ha
tratado con RMe2SiCl . La fase móvil actúa de portador de la muestra.
La muestra en solución es inyectada en la fase móvil. Los componentes de la solución emigran
de acuerdo con las interacciones no-covalentes de los compuestos con la columna. Estas
interacciones químicas, determinan la separación de los contenidos en la muestra. La
utilización de los diferentes detectores dependerá de la naturaleza de los
compuestos a determinar.
INVESTIGUE UNA TECNICA DE INVESTIGACION DE ALGUN COMPONENTE
FARMACEUTICO O DEL MEDIO AMBIENTE DONDE SE APLIQUE CROMATOGRAFIA DE
ALTA RESOLUCION EN LA IDENTIFICACION O CUANTIFICACION DE LOS
COMPONENTES DE LA MUESTRA. POR EQUIPO
La determinación del principio activo (pa) en un medicamento es un requisito necesario de las
BPM (buenas prácticas de fabricación). Por ello el trabajo de investigación se enfocó en
determinar atenolol 100 mg por cromatografía líquida de alta resolución (HPLC) en tabletas
comercializadas en el Perú. Se aumentó la curva de calibración para la cuantificación del pa
de atenolol de 100 mg. Se cuantificó el pa por HPLC, se tomó como parámetro la linealidad.
Al realizar la curva de calibración se salta la linealidad del método dado que el coeficiente de
determinación r² fue igual a 0,9998; además se determinaron las concentraciones de atenolol
siendo para los medicamentos innovadores (R) 101,0 mg, multifuente 1 (E1) 102,3 mg y
multifuente 2 (E2) 101,2 mg. Los coeficientes de variación para R, E1 y E2 fueron 0,992%,
0,583% y 0, 2840% respectivamente, los cuales fueron menores a 2%. En los cromatogramas
no se observaron señales de interferencia de excipientes o productos de degradación del
medicamento. Después de los análisis se concluyó que la concentración de atenolol 100 mg
en tabletas de R, E1 y E2 determinadas por HPLC se encuentran entre el rango de 90-110%,
tal como lo estipula la USP.
Bibliografía
CROMATOGRAFÍA DE LÍQUIDOS. (s. f.). SAIT. Universidad Politécnica de Cartagena.
https://www.upct.es/sait/es/tecnicas-de-separacion-y-afines/cromatografia-liquida////
Chavez Valentin. (2020). Determinación de atenolol 100 mg por cromatografía líquida de alta
resolución
en
tabletas
comercializadas
en
el
Perú.
Recuperado
de:
https://dspace.unitru.edu.pe/handle/UNITRU/16314