informe - determinacion complexometrica

Vista previa del material en texto

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
(Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA)
FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA
E.A.P QUÍMICA 07.1
DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL
QUÍMICA ANALÍTICA CUANTITATIVA
DETERMINACION COMPLEXOMETRICA DE Pb, Zn Y Mn
Profesor (a): Quím. Espinosa Descalzo, Elizabeth
Alumnos: Jimenez Zarate, Angélica Jasmin 16070084 
 
Fecha de entrega: 24/08/2020
	
Lima-Perú
2020-I
RESUMEN 
El objetivo de esta práctica fue determinar Zn, Al y Mn por complexometría. Para la determinación del Zn presente en la muestra, se valoró el EDTA que se hizo con ZnO (99,99% de pureza) tomándolo como patrón primario, en un pH de 5,6, el cual en su primera valoración resultó la concentración del EDTA 0,0749M, y en la segunda valoración resultó 0,0546 M, para hallar el % de Zn en la muestra se utilizó el promedio de las valoraciones y se halló el títer práctico obteniéndose 0,0042 y a partir de ahí se calculó el % de Zn siendo este 82,86% . En la determinación del Al no se pudo determinar por la falta de sensibilidad en el equipo y por no tener una muestra adecuada, ya que los blísteres de aluminio presentan grandes impurezas que hacen difícil su remoción para la determinación. Para hallar el Mn presente en la muestra, se tituló con EDTA una alícuota de solución de Mn, obtenido 35,86 % de Mn presente en la muestra y la pureza de la muestra resultó 98,52 %
INTRODUCCIÓN 
Las reacciones en que se da la formación de complejos son ampliamente utilizadas en la química analítica. Uno de los primeros usos que se les dio fue titular cationes. Además, muchos complejos son coloridos o absorben radiación ultravioleta; la formación de estos complejos es, por lo tanto, comúnmente la base para las determinaciones espectrofotométricas. Algunos complejos son poco solubles y se pueden utilizar en análisis gravimétricos o para las valoraciones por precipitación, como se discutirá en este capítulo. Los complejos también se utilizan ampliamente para extraer cationes de un disolvente hacia otro y para redisolver precipitados insolubles. Los reactivos formadores de complejos más útiles son los compuestos orgánicos que contienen varios grupos donadores de electrones que forman enlaces covalentes múltiples con iones metálicos. Los agentes inorgánicos formadores de complejos también se utilizan para controlar la solubilidad, formar especies coloridas o precipitados.
MARCO TEÓRICO
Formación de complejos
La mayoría de los iones metálicos reacciona con pares de electrones donadores para formar compuestos de coordinación o complejos. La especie donadora, o ligando, debe tener al menos un par de electrones no compartidos disponibles para la formación de enlaces. El agua, el amoniaco y los iones haluro son ligandos inorgánicos comunes. De hecho, la mayoría de los iones metálicos en disolución acuosa también existe como complejos hidratados. Por ejemplo, el cobre (II) en disolución acuosa forma complejos con moléculas de agua para formar especies como el Cu(H2O. Cuando estos complejos se escriben en las ecuaciones químicas se simplifican escribiendo el ion metálico como si no estuviera formando ningún complejo Cu2+. Debemos recordar, sin embargo, que la mayoría de los iones metálicos se encuentra como complejos hidratados en disolución acuosa. 
El número de enlaces covalentes que tiende a formar un catión con un donador de electrones se denomina número de coordinación. Los valores más comunes para los números de coordinación son dos, cuatro y seis. Las especies que se forman como resultado del proceso de coordinación pueden ser eléctricamente positivas, negativas o neutras. Por ejemplo, el cobre(II), que tiene un número de coordinación de cuatro, forma un complejo catiónico con el amoniaco, Cu(NH3 21; un complejo neutro con la glicina, Cu(NH2CH2COO)2; y un complejo aniónico con el ion cloruro, CuC.
Un quelato se produce cuando un ion metálico se coordina con dos o más grupos donadores provenientes de un mismo ligando para formar un anillo heterocíclico de cinco o seis miembros. El complejo de cobre y glicina, mencionado en el párrafo anterior, es un buen ejemplo de esto. En este complejo, el cobre se enlaza tanto con el oxígeno del grupo carboxilo como con el nitrógeno del grupo amino:
Un ligando que tiene un solo grupo donador, como el amoniaco, se denomina monodentado (un solo diente), mientras que uno como la glicina, que tiene dos grupos disponibles para formar enlaces covalentes, se denomina bidentado. También se conocen agentes quelantes tridentados, tetradentados, pentadentados y hexadentados.
Otro tipo importante de complejos se forma entre los iones metálicos y los compuestos orgánicos cíclicos, conocidos como macrociclos. Estas moléculas contienen nueve o más átomos en el ciclo e incluyen por lo menos tres heteroátomos, usualmente oxígeno, nitrógeno o azufre. Los éteres corona, como el 18-corona-6 y el dibenzo-18-corona-6 son ejemplos de macrociclos orgánicos. Algunos compuestos macrocíclicos forman cavidades tridimensionales que solo pueden acomodar los iones metálicos de tamaño adecuado. Los ligandos conocidos como criptandos son un ejemplo de estos compuestos. La selectividad ocurre en gran medida debido al tamaño y a la forma del ciclo o de la cavidad relativa a ese ion metálico, aunque la naturaleza de los heteroátomos y sus densidades electrónicas, la compatibilidad de los átomos donadores con el ion metálico y otros diversos factores también desempeñan funciones importantes.
Equilibrio de formación de complejos
Las reacciones de formación de complejos involucran un ion metálico M que reacciona con un ligando L para formar un complejo ML.
donde se han omitido las cargas de los iones para mostrar una ecuación general. Las reacciones de formación de complejos ocurren de manera secuencial y la reacción mostrada arriba generalmente es seguida de reacciones adicionales:
Los ligandos monodentados se agregan invariablemente en una serie de etapas, como se muestra arriba. Con los ligandos multidentados, el número máximo de coordinación del catión se puede satisfacer con uno o varios ligandos agregados. Por ejemplo, el Cu(II), con un número de coordinación máximo de 4, puede formar complejos con el amoniaco, los cuales tienen las siguientes fórmulas: (CuNH3)2+, (CuNH3 21,(CuNH3y (CuNH3. Con el ligando bidentado glicina (gly), el cobre forma compuestos con las fórmulas Cu(gly)2+ y Cu(gly
Las constantes de equilibrio para las reacciones complejométricas se escriben, por lo general, como constantes de formación. Por lo tanto, cada una de las reacciones se asocia con una constante de formación secuencial de K1 a K4. Por ejemplo, K1 = [ML]/[M][L], K2 = [ML2]/[ML][L], y así sucesivamente. También se puede escribir el equilibrio como la suma de las etapas individuales. Estas tienen constantes de formación globales que se representan con el símbolo βn. Por lo tanto:
Con excepción del primer paso, las constantes de formación globales son el producto de las constantes de formación sucesivas de cada una de las etapas individuales que llevan a la formación del producto.
Para una especie dada como el metal libre M, se puede calcular un valor alfa, que es la fracción de la concentración total del metal en esa forma. 
Por lo tanto, es la fracción del metal total presente en el equilibrio en la forma de metal libre, es la fracción en la forma ML, y así sucesivamente. Los valores alfa están dados por:
Hay que hacer notar que estas expresiones son análogas a las expresiones α que se describieron para los ácidos y bases polifuncionales, con la excepción de que las ecuaciones en este caso están escritas en términos de equilibrio de formación, mientras que aquellas para los ácidos y bases polifuncionales están escritas en términos de equilibrio de disociación. Además, la variable maestra es la concentración de ligando [L] en lugar de la concentración de ion hidronio. Los denominadores son los mismos para cada valor α. Las gráficasde los valores α en función de p[L] se conocen como diagramas de distribución.
Valoraciones complejométricas
Las curvas de valoración complejométrica son generalmente una gráfica de pM = -log[M] en función del volumen de titulante adicionado. En las valoraciones complejométricas, el ligando es el titulante y el ion metálico es el analito, aunque en ocasiones los papeles se invierten. Como se verá más adelante, muchas valoraciones de precipitación utilizan el ion metálico como el titulante. Los ligandos inorgánicos más simples son monodentados, lo que puede llevar a la formación de complejos de baja estabilidad y a puntos finales indistintos en la valoración. Como titulantes, los ligandos multidentados, de manera particular aquellos que tienen cuatro o seis grupos donadores, tienen dos ventajas sobre sus contrapartes monodentadas. Primera, su reacción con los cationes es más completa y, por lo tanto, producen puntos finales más nítidos. Segunda, generalmente reaccionan con los iones metálicos en un proceso de un solo paso, mientras que la formación de complejos con ligandos monodentados comúnmente involucra dos o más especies intermedias. La ventaja de una reacción en un solo paso se ilustra en la curva mostrada en la figura 1. Cada una de las valoraciones mostradas involucra una reacción que tiene una constante de equilibrio global de 1020. La curva A se calculó para una reacción donde un ion metálico M con un número de coordinación de cuatro reacciona con un ligando tetradentado D para formar el complejo MD (por conveniencia, de nuevo se omiten las cargas para ambos reactivos). La curva B es para una reacción de M con un ligando bidentado hipotético B para producir MB2 en dos etapas. La constante de formación para la primera etapa es de 1012 y para la segunda, de 108. La curva C involucra un ligando monodentado, A, que forma MA4 en cuatro pasos con constantes de formación sucesivas de 108, 106, 104 y 102. Estas curvas demuestran que se puede obtener un punto final más nítido cuando la reacción se lleva a cabo en un solo paso. Por esta razón, los ligandos multidentados se usan de manera preferente en las valoraciones complejométricas. La valoración complejométrica con un ligando monodentado más utilizada es la valoración de cianuro con nitrato de plata, un método introducido por Liebig en la década de 1850.
 Figura 1. Curvas de valoración para valoraciones complejométricas. La valoración de 60.0 mL de una disolución que tiene un metal M 0.020 M con A) una disolución 0.020 M de un ligando tridentado D para producir MD como producto; B) una disolución 0.040 M de un ligando bidentado B para producir MB2; y C) una disolución 0.080 M de un ligando unidentado A para producir MA4. La constante de formación global para cada producto es de 1020.
Fuente: Skoog/West. “Fundamentos de química analítica”, pág. 406.
Agentes orgánicos complejométricos
Existen distintos agentes orgánicos complejométricos que se han vuelto importantes en la química analítica debido a su sensibilidad inherente y a su selectividad potencial para reaccionar con iones metálicos. Los reactivos orgánicos son particularmente útiles para precipitar metales, en la formación de enlaces con metales de tal manera que previenen interferencias, para extraer metales de un disolvente hacia otro y para formar complejos que absorben luces útiles en determinaciones espectrofotométricas. Los reactivos orgánicos más útiles forman quelatos con los iones metálicos. Muchos reactivos orgánicos son útiles para convertir iones metálicos en formas que pueden ser extraídas fácilmente desde agua hacia una fase orgánica inmiscible. Las extracciones se utilizan ampliamente para separar metales de interés de iones potencialmente interferentes o para conseguir un efecto concentrador al transferir los iones metálicos hacia una fase de menor volumen. Las extracciones se pueden aplicar a cantidades de metal menores, a diferencia de las precipitaciones, y evitan los problemas asociados con la coprecipitación.
Normalmente, algunos de estos agentes forman especies insolubles con iones metálicos en disolución acuosa. Sin embargo, en las aplicaciones de extracción, la solubilidad del quelato metálico en la fase orgánica evita que el complejo precipite en la fase acuosa. En muchos casos, el pH de la fase acuosa se utiliza para alcanzar algo de control sobre el proceso de extracción ya que la mayoría de las reacciones dependen del pH, como se muestra en la ecuación:
		
Otra aplicación importante de los agentes orgánicos complejométricos se basa en su capacidad de formar complejos estables que unen un metal y evitan que interfiera en una determinación. Dichos agentes complejométricos se llaman agentes enmascarantes. Los agentes orgánicos complejométricos también se utilizan ampliamente en determinaciones espectrofotométricas de iones metálicos. En este caso, el complejo metal-ligando es colorido o absorbe radiación ultravioleta. Los agentes orgánicos complejométricos también se usan comúnmente en las determinaciones electroquímicas y en la espectrometría de fluorescencia.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 
1era valoración del EDTA con ZnO
 2da valoración del EDTA con ZnO
Determinación complexométrico de Mn (II)
	
CÁLCULOS 
Determinación del titer teórico considerando la molaridad del EDTA a 0,1 M
* PbSO4 
Titer teórico 
* Zn
Titer teórico 
* MnSO4.2H2O
Titer teórico 
Valoración del EDTA con el ZnO 99,9% de pureza 
pH entre 5,5 - 6,5
1era valoración
WZnO = 0,1 g 
 = 81,3694 g/mol
Vgastado de EDTA = 16,4 mL
M
2da valoración
WZnO = 0,12 g 
 = 81,3694 g/mol
Vgastado de EDTA = 27 mL
Tomando promedio de ambas concentraciones y el volumen del EDTA, se pasa a títer
Tomando volumen promedio del EDTA y el peso promedio de las muestras se halla el porcentaje del Zn en la muestra
Determinación del Mn
 
 = 150,94 g/mol
0,2620 g de MnSO4 
Se llevó a una fiola de 100 mL y se enrasó hasta ese volumen y se tomó 2 alícuotas de 10 mL para la titulación con EDTA
Para una alícuota de 10 mL de solución 
0,2620 g de Mn 100 mL de solución 
0,0262 g de Mn 10 mL de solución 
por títer teórico se halla el volumen teórico del EDTA
Para la primera y segunda titulación, el volumen experimental de EDTA en 10 mL de alícuota fue 4,7 mL de EDTA
Hallando pureza del MnSO4
DISCUSIÓN DE RESULTADOS 
Para la valoración del EDTA tomando como ZnO patrón primario y una pureza de 99,9% puro, se hizo 2 valoraciones a cada una se le añadió aproximadamente 30 mL de solución buffer (CH3COOH/NH4HCO3) dando un pH de 6,6, se le agregó 1 mL de CH3COOH para acidificar el medio, llegando el pH a 5,6 y previo a la titulación se agregó el indicador NET. Para la primera titulación fue con 0,1 g de ZnO, se gastó 16,4 mL dando una concentración al EDTA de 0,0749 M y en la segunda se hizo con 0,12 g de ZnO en donde se gastó 27 mL, resultando la concentración del EDTA de 0,0546 M, en el punto final de ambas titulaciones es amarillo claro. Uno de los factores para la diferencia de ambas concentraciones del EDTA, se debe a la falta de sensibilidad de la balanza, lo que no hace reproducible al experimento. Para hallar el % de Zn en la muestra se halló tomando el promedio del peso de la muestra, el volumen gastado del 	EDTA y del promedio de las concentraciones del EDTA se multiplicó por los meq del Zn y se halló el títer práctico, resultando el porcentaje de Zn en la muestra 82,86 %.
En el Al, no se pudo hacer su determinación ya que al pesar los blísteres que contienen Aluminio, la balanza no detectaba el peso. Una breve explicación para la determinación consiste en pesar 0,1 g de la muestra que contiene Al y agregarle un volumen conocido de solución valorada de EDTA y titularla por retroceso. Se hace la titulación por retorno en la determinación del Aluminio, ya que el Al tiene dificultades para reaccionar con el EDTA, uno de elloses como AlCl3, tienden a polimerizarse y esa tendencia a la polimerización impide reaccionar directamente con el EDTA, la reacción es muy lenta.
Para la determinación del Mn se pesó 0,72 g de MnSO4 en un vaso de precipitados, y se agregó 10 mL de H3NSO3 0,1N + 15 mL de mismo ácido, pero a una concentración 0,23N, se hizo un ligero calentamiento hasta disolución. El ácido sulfámico es el reemplazo de utilizar un acido concentrado, ya que el MnSO4 es soluble. La solución resultante una vez enfriada se llevó a una fiola de 100 mL, se enrasó y homogenizó. Se tomó una alícuota de 10 mL y se traspasó a un matraz de 125 mL en el cual se agregó 2,5 mL de solución ácido ascórbico, que fue preparado 0,2 g de ácido ascórbico en 10 mL de agua, el ácido ascórbico se agrega para mantener el Mn como Mn2+, ya que evita la oxidación del Mn por el O2 proveniente de la atmosfera, si esto sucediera el Mn con estados de oxidación más altos formaría con el indicador complejos muy estables. Luego se le agrega aproximadamente 30 mL de solución buffer(HBO3/NaOH) de pH 10, para controlar la acidez proveniente del ácido y se midió el pH que fue de 8.8, después se agregó el indicador NET y se pasó a titular con EDTA, en el punto final la solución vira de color de un rasado tenue a un azul, resultando el volumen gastado 4,7 mL. Se hizo una segunda titulación con una alícuota de 10 mL, y el volumen gastado también fue de 4,7 mL, resultando este procedimiento reproducible, puesto que proviene de la misma solución inicial. Con el títer teórico del Mn, se halló el porcentaje de Mn en la muestra resultando , y también se obtuvo la pureza de la muestra que resultó ser .
CONCLUSIONES 
Se concluye que, para cualquier método analítico, la balanza analítica es fundamental para un laboratorio. Para las determinaciones complexométricas controlar el pH es importante. La solución buffer CH3COOH/NH4HCO3 y HBO3/NaOH se usaron como medio alternativo para las determinaciones del Zn y Mn presente en cada muestra respectivamente. El ZnO es un patrón primario, el sirve para valoraciones. El % de Mn presente en la muestra denota que la sal de Mn no es pura. El ácido sulfamico presenta un alto grado de solubilidad.