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. UNIVERSIDAD VERACRUZANA 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/ UNIVERSIDAD VERACRUZANA FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS 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 UNIVERSIDAD VERACRUZANA 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) UNIVERSIDAD VERACRUZANA 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. UNIVERSIDAD VERACRUZANA 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