PRACLAB1-SULFATOS GRAVIMETRIA

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PRACTICA No. 1 
DETERMINACIÓN GRAVIMÉTRICA DE AZUFRE O DE SULFATOS 
SOLUBLES 
 
Objetivo: El alumno determinará la cantidad de sulfatos solubles en una 
muestra problema de agua, utilizando los conceptos técnicos de adquiridos 
en gravimetría. 
 
INTRODUCCIÓN: 
 
El análisis de un sulfato soluble se basa en su precipitación ion bario. 
Ba2 + SO4
-2 BaSO4 
La muestra problema puede tener azufre o iones sulfato, los cuales precipi-
tan como sulfato de bario, se lavan, filtran, secan y se pesan en una balanza 
analítica. 
Superficialmente, este método parece muy simple. De hecho, sin embargo 
esta sujeto a muchas interferencias, debidas principalmente a la tendencia 
del sulfato de bario a “ocluir” tanto aniones como cationes. El sulfato de ba-
rio se clasifica como un precipitado cristalino formado por cristales lo bastan-
te grandes para poder ser filtrados fácilmente. El tamaño aparente y la forma 
de un precipitado cristalino varían al cambiar las condiciones de precipita-
ción (temperatura, velocidad de adición del reactivo precipitante, concentra-
ción). 
El sulfato de bario precipitado, tiene tendencia a retener muchas sustancias 
extrañas de sus aguas madres y esto es el principal obstáculo para la de-
terminación exacta del ion sulfato. 
El proceso mediante el cual una sustancia es precipitada junto con un com-
puesto poco soluble, se llama coprecipitación y son muchas las sustancias 
que pueden coprecipitar con el sulfato de bario. 
La influencia de las diversas coprecipitaciones sobre la dirección, positiva o 
negativa, del error en los resultados es importante aún cuando no pueda evi-
tar totalmente ese fenómeno. A continuación se da un resumen a este análi-
sis. 
Los resultados bajos pueden ser causados por: 
 
a). Cantidades excesivas de ácidos minerales presentes, (la solubilidad del 
BaSO4 aumenta considerablemente en medios ácidos fuertes) 
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b) Coprecipitación de iones de los metales alcalinos y de calcio, (los sulfatos 
de estos iones pesan menos que la cantidad equivalente de BaSO4 que 
podría haberse formado). 
c) Precipitación de iones amonio (el sulfato de amonio se volatiliza al calci-
nar el precipitado). 
d) Coprecipitación del hierro como sulfato básico de hierro (III). 
e) Reducción parcial del BaSO4 a BaS, si el papel filtro se carboniza dema-
siado rápidamente. 
f) Presencia de cromo trivalente (puede dar lugar a la precipitación incom-
pleta de BaSO4 debido a la formación de sulfatos de Cromo (III) comple-
jos solubles). 
 
Los resultados altos se pueden deber a: 
a) Ausencia de ácido mineral, (en estas condiciones puede precipitar el car-
bonato y el fosfato de bario, ambos escasamente solubles) 
b) Coprecipitación de cloruro de bario. 
c) Coprecipitación de aniones, particularmente del nitrato y del clorato, como 
sales de bario. 
 
Por lo anteriormente mencionado, es necesario eliminar las principales inter-
ferencias en tratamientos previos de la muestra, y proceder luego a la preci-
pitación del sulfato de bario a partir de soluciones diluidas calientes, esto es 
debido a que la purificación por reprecipitación es imposible por no existir 
ningún disolvente práctico del sulfato de bario. 
Hay que tomar en cuenta que el sulfato de bario es soluble en agua a tem-
peratura ambiente, solo en una razón de 3 mg/l y en la práctica, la solubili-
dad disminuye marcadamente por la presencia de ion bario en exceso en las 
aguas madres (efecto del ion común). El sulfato de bario, solo es un poco 
más soluble a temperaturas elevadas, esto reviste particular importancia 
porque permite usar agua caliente para el lavado, con lo cual se eliminan 
mejor las impurezas del precipitado. 
El sulfato de bario puede ser calcinado a 500ºC o a una temperatura más 
alta para liberarlo del agua. El precipitado es estable muy por encima de es-
ta temperatura y así la operación de calcinación no tiene por que causar 
descomposición indeseable. Sin embargo, a altas temperaturas el sulfato de 
bario, podría reducirse por carbono, como el procedente del papel filtro. 
 
BaSO4 + 4C BaS + 4CO 
Esto se evita por completo si se utiliza un crisol de porcelana sintetizada pa-
ra la filtración. Sin embargo, se puede obtener buenos resultados aún con 
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papel filtro, si este no se inflama realmente y si hay libre acceso del aire du-
rante la calcinación. 
 
TÉCNICA: 
 
A) Precipitación y maduración del precipitado. 
 
A la solución problema agregar 1 ml de HCl 0.6N y diluir a un volumen 
aproximado de 50 ml de agua destilada, calentar a ebullición y agregar len-
tamente de 10 a 12 ml de una solución al 5% de cloruro de bario (con agita-
ción y en un tiempo no mayor de 5 min). Dejar reposar a continuación ta-
pando el recipiente con un vidrio de reloj durante 2 minutos para sedimentar 
el precipitado y comprobar si la precipitación ha sido completa, agregando 
unas gotas de BaCl2 a la solución sobrenadante. En caso de que el precipi-
tado no haya sido total, agregar lentamente otros 3 ml de BaCl2 y repetir la 
prueba; cuando todo el ion SO4
-2 haya precipitado y se tenga un ligero ex-
ceso de BaCl2, tapar con el vidrio de reloj y mantener caliente, pero no a 
ebullición “Maduración del precipitado” (se puede hacer esto en una estufa a 
80ºC durante media hora). 
 
B) Filtración. 
 
Retirar el recipiente de la fuente de calentamiento, quitar con cuidado el vi-
drio de reloj y enjuagar con un piseta la parte en que se ha condensado el 
agua, recogiéndola en el mismo recipiente para posteriormente proceder a 
la última comprobación de que no hay iones sulfato sin precipitar como se 
indicó anteriormente, si es así, la precipitación ha sido cuantitativa y se pue-
de proceder a la filtración, para lo cual se utilizará papel Whatman No. 42 o 
40 de poro fino y cenizas conocidas (0.0005g), siguiendo la siguiente se-
cuencia de operaciones. 
 
1.- Detectar el sobrenadante pasándolo a través del papel filtro, en el filtrado 
obtenido, investigar nuevamente la presencia del ion sulfato, si no hay preci-
pitado desecharlo. 
2.- Pesar cuantitativamente al papel filtro el precipitado, con porciones de 
agua fría; el residuo que queda adherido al vaso, separarlo con un agitador 
provisto de un gendarme. 
3.- Lavar el precipitado en el papel filtro con pequeñas porciones de agua 
fría utilizando una piseta cuyo chorro se deberá dirigir lo más cerca posible 
al borde del papel y dejando escurrir totalmente antes de efectuar un nuevo 
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lavado. Se deberá continuar lavanda hasta que unas gotas del filtrado reco-
gidas en un vidrio de reloj no den reacción de cloruros con una gota de Ag-
NO3 0.1N. Son necesarios comúnmente de 8-10 lavados. 
 
C) Calcinación. 
 
1.- Doblar convenientemente el papel filtro con el precipitado aún húmedo 
con objeto de envolver completamente el residuo y colocarlo en un crisol a 
peso constante, el cual a su vez se colocará ligeramente inclinado sobre un 
triángulo de porcelana. 
2.- calentar con el mechero, regulando la flama para carbonizar lentamente 
el papel, no es conveniente inflamar el papel, pues por el rápido escape de 
los productos de la combustión, se producirá un arrastre de partículas finas 
del precipitado. 
3.- Una vez carbonizado totalmente el papel y habiendo cesado la emisión 
de vapores, incrementar la intensidad de calentamiento y si se desea, colo-
car el crisol en posición vertical. Cuando el residuo este blanco, se conti-
nuará calcinando durante 10-15 min. en el mechero o bien, en la mufla a 
unos 400-600ºC (no más). 
4.- Proceder a enfriar en la estufa repitiendo la operación del calcinado has-
ta peso constante. 
 
MATERIAL 
 
1 tripie 
1 piseta con agua destilada 
1 vaso de precipitados de 250 mL 
3 vasos de precipitados de 100 mL 
1 pipeta volumétricade 20 mL 
1 pipeta graduada de 1 mL 
1 pipeta graduada de 10 mL 
1 mechero 
1 agitador de vidrio 
1 probeta 
1 vidrio de reloj 
1 termómetro 
1 embudo de vidrio de cola larga 
1 triángulo de porcelana 
1 propipeta 
1 tela de asbesto 
1 pinzas para crisol 
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1 soporte universal 
1 anillo de hierro 
1 crisol de porcelana 
Papel Filtro Whatman No. 40 o 41 
 
Reactivos: 
HCl, Na2SO4, BaCl2, AgNO3 
 
RESULTADOS: 
 
Peso del crisol con BaSO4 
Peso del crisol vacío 
Peso del BaSO4 
 
 
4
4
BaSO PM
SO PM
 cogravimétri Factor  
 
 
% SO = 
Factor peso del p.p. 
alícuota
4 

100 
 
 
CUESTIONARIO: 
 
1. ¿En qué consiste el fenómeno de nucleación? 
2. ¿Qué se entiende por coprecipitación y cuántos tipos de contaminación 
de precipitados hay? 
3. ¿Qué sucede fisicoquímicamente durante el proceso de maduración o 
digestión del precipitado? 
4. ¿Cuántos mg de BaSO4 se pierde de la muestra original si el volumen to-
tal de las aguas de lavado fueron 100 ml? 
5. Investigue cuántos mg de cenizas aporta el papel filtro Whatman No. 41 a 
la muestra problema. 
6. ¿Qué ventajas tiene llevar acabo la precipitación a temperatura de ebulli-
ción? 
7. ¿La concentración de HCl utilizado en la precipitación es muy baja, es 
conveniente utilizarlo más concentrado y cómo afecta esta concentración a 
la solubilidad? 
8.- ¿Qué objeto tiene lavar varias veces el precipitado? 
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PRACTICA No. 2 
DETERMINACIÓN DE CLORUROS 
(APLICACIÓN DE SISTEMAS HETEROGÉNEOS) 
 
Objetivo: El alumno determinará la concentración de iones cloruros de una 
muestra problema utilizando sus conceptos teóricos sobre equilibrio hete-
rogéneo y producto de solubilidad. 
 
INTRODUCCIÓN: 
 
En un sistema en donde se titula una muestra de cloruros en presencia de 
cromato de potasio, con las primeras adiciones de nitrato de plata, la única 
reacción corresponderá a la formación del precipitado de cloruro de plata. 
 
Ag+ + Cl- AgCl 
 
El precipitado de cloruro de plata es blanco y el Kps es de 1X10-10. En el 
punto de equilibrio de esta reacción, las concentraciones de los iones plata y 
cloruro es de 1X10-5. Si hay una cantidad adecuada de cromato de potasio, 
la próxima adición de nitrato de plata será suficiente para causar la precipi-
tación del cromato de plata, que es un precipitado de color rojo-naranja, con 
valor de Kps de 1X10-12. 
 
CrO=4 + 2 Ag
+ Ag2CrO4 
 
 
Esta titulación se puede efectuar gracias a que el cromato de plata es más 
soluble que el cloruro, de modo que éste último, es precipitado completa-
mente antes de que ocurra el cambio de color. 
 
Efecto del pH en la determinación: debido a que el ion cromato tiene una 
tendencia a captar protones, es necesario realizar esta titulación en solucio-
nes neutras o ligeramente básicas. La presencia de cantidades apreciables 
e ácido, aumenta la solubilidad del cromato de plata, lo que ocasiona un re-
traso en la formación del precipitado rojo. 
 
HCrO-4 H
+ + CrO=4 Ka = 1X10
-7 
 
 
Por otra parte, la solución no debe quedar demasiado básica, pues hay una 
tendencia del ion plata a precipitar en forma de hidróxido. El intervalo de tra-
bajo de pH, que resulta apropiado se haya entre 6.5 y 10.5, lo cual se puede 
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lograr si la muestra es inicialmente ácida, adicionando borax o bicarbonato 
de sodio. 
 
La titulación de Mohr debe llevarse a cabo a temperatura ambiente, pues a 
temperaturas elevadas, se hace demasiado grande la solubilidad del croma-
to de plata. 
 
 
MATERIAL 
 
1 piseta con agua destilada 
3 vasos de precipitados de 100 mL 
1 pipeta volumétrica de 20 mL 
1 pipeta graduada de 1 mL 
1 propipeta 
1 soporte universal 
1 bureta de 25 o 50 mL 
3 matraz Erlenmeyer de 125 mL 
1 potenciómetro 
1 espátula 
1 pinzas para bureta 
 
Reactivos: 
 
Nitrato de plata 
Bicarbonato de sodio 
Cromato de potasio 
 
 
TÉCNICA: 
 
1. Tomar 20 mL de muestra problema de cloruros y colocarla en un 
 matraz Erlenmeyer de 125 mL, verifique el valor de pH, si no es el 
 adecuado, adicione 1 g de bicarbonato de sodio. 
 
2. Agregue 1 mL de solución de cromato de potasio al 5% p/p. 
 
3. Titúlese lentamente con solución de nitrato de plata 0.01F, hasta que 
 persista una coloración rojo salmón. 
 
4. Efectúe la valoración por lo menos 3 veces. 
 
 
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CUESTIONARIO: 
 
1. Exprese el resultado en % de ion cloruro y en mg de NaCl en el volumen 
de la muestra. 
 
2. Calcule la cantidad de plata necesaria para precipitar una mezcla de io-
nes cloruro 0.1M y cromato 0.1M. 
 
3. ¿Se podría emplear cualquier sal de plata poco soluble y colorida como 
indicador de esta titulación? ¿Qué restricciones tendría el uso de dicha sal? 
 
4. ¿En qué límites de pH se debe efectuar la titulación? ¿Qué pasaría si el 
pH fuera demasiado ácido? 
 
5. ¿Cómo afectaría el resultado si la titulación se efectuara a una temperatu-
ra de 80ºC? 
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PRACTICA No. 3 
VOLUMETRÍA ÁCIDO BASE- 
 
 
Objetivo: El alumno será capaz de decidir qué indicador ácido-base es ne-
cesario utilizar en la determinación de la acidez total de un jugo de naranja. 
 
 
ACTIVIDADES: 
 
1. El alumno investigará: 
 
 a) Las propiedades fisicoquímicas y tóxicas 
 b) Estado físico, solubilidad de las siguientes sustancias: ácido
 cítrico, hidróxido de sodio, carbonato de sodio. 
 
2. Buscará en la literatura: 
 
 a) ¿Cómo estandarizar una solución de sosa? 
 b) ¿Qué es un patrón primario? 
 
3. Sobre los indicadores ácido-base, investigará. 
 
 a) Su comportamiento químico 
 b) Intervalo de pH en el que actúa 
 c) Colores característicos en solución ácido-base 
 d) Método de preparación en el laboratorio 
 
4. Realice los cálculos para preparar las siguientes soluciones: 
 
 HCl; 100 ml, 0.1 N 
 Na2CO3; 100 ml, 0.1 N 
 
5. Tomando en cuenta que el carbonato de sodio es una sal dibásica, escri-
ba las reacciones de neutralización. 
 
6. Calcule el pH de la solución de carbonato 
 
 6.1 Calcule el pH en el primer punto de equivalencia 
 6.2 Calcule el pH en el segundo punto de equivalencia 
 6.3 Con base en los cálculos de pH, seleccione usted, el indicador 
más adecuado para detectar los puntos. 
7. Escriba las reacciones de neutralización entre la sosa y el ácido cítrico 
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 7.1 Calcule los valores de pH en cada punto de equilibrio en la neutra-
lización. 
 7.2 Seleccione el indicador adecuado para esta determinación. 
 
MATERIAL 
 
1 piseta con agua destilada 
3 vasos de precipitados de 100 mL 
1 vaso de precipitados de 250 mL 
1 pipeta volumétrica de 50 mL 
1 pipeta volumétrica de 20 mL 
1 pipeta volumétrica de 10 mL 
1 pipeta graduada de 1 mL 
1 propipeta 
1 soporte universal 
1 bureta de 25 o 50 mL 
1 pinzas para bureta 
1 matraz aforado de 100 mL 
3 matraz Erlenmeyer de 125 mL 
1 embudo de vidrio 
1 agitador de vidrio 
1 vidrio de reloj 
1 espátula 
 
Reactivos: 
 
Hidróxido de sodio 
Carbonato de sodio 
Ácido clorhídrico 
Gasa 
 
 
TÉCNICA 
 
Se miden 50 ml de jugo de naranja con pipeta volumétrica (el jugo debe ser 
previamente filtrado para eliminar sólidos). Se colocan en un matraz aforado 
de 100 ml. 
 
Una vez diluido el jugo se toman alícuotas de 20 ml que son valoradas con 
sosa 0.1 N (la sosa debe ser estandarizada previamente). 
 
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Se hace la determinación por triplicado y se calcula el % de acidez reportán-
dola como ácido cítrico. 
 
Fd x 
alícuota
100 x meq x V x N
 cítrico Ácido%  
 
N = normalidad de la sosa 
V = volumen de la sosa 
meq = miliequivalentes del ácido cítrico 
alícuota = volumen de muestra tituladoFd = factor de dilución 
 
 
original muestra deV 
totalV 
 Fd  
 
V = volumen 
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PRACTICA No. 4 
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS 
 
Objetivo: El alumno preparará una solución amortiguadora y comprobará la 
capacidad de ésta, comparándola con otra solución que no presente carac-
terísticas amortiguadoras. 
 
MATERIAL 
 
1 matraz volumétrico de 100 ml 
2 vasos de precipitado de 100 ml 
2 vasos de precipitado de 200 ml 
1 agitador de vidrio 
1 vidrio de reloj 
1 espátula 
1 bureta de 50 ml 
1 soporte universal 
1 pinzas para bureta 
1 potenciómetro con electrodo de vidrio para pH 
1 pipeta graduada 1ml, 1/100 
1 pipeta volumétrica de 10 ml 
1 propipeta 
 
REACTIVOS 
 
CH3COOH 
CH3COONa 
Disolución amortiguadora pH 7.0 
Disolución amortiguadora pH 4.0 
 
 
ACTIVIDADES 
 
1. Realizar los cálculos para preparar 100 ml de solución amortiguadora de 
acetato de sodio-ácido acético de pH 5.0. Si la suma de la relación ácido-
base es de 0.01M. 
 
2. Investigar qué se entiende por capacidad amortiguadora. 
 
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3. Explique con reacciones y con base al equilibrio cómo es que se amorti-
gua el valor de pH en una solución buffer, cuando se le adiciona una base 
fuerte al sistema. 
 
4. Calcule los valores de pH de cada una de las siguientes soluciones amor-
tiguadoras: 
 
 a) CH3COOH 0.25 M y CH3COONa 0.85 M 
 b) NaH2PO4 0.1 N y H3PO4 0.1 N 
 c) NaHCO3 0-002 M y Na2CO3 0.3 M 
 
 
TÉCNICA 
 
Preparación de la solución amortiguadora de pH 5: 
 
Con base en sus cálculos disuelva la cantidad adecuada de acetato de sodio 
y ácido acético en un matraz aforado de 100 ml. 
Ajuste el valor de pH a 5, adicionando ácido o base, según sea el caso. 
 
Colocar alícuotas de 20 ml en un matraz Erlenmeyer y adicione NaOH 0.1 M 
hasta que cambie una unidad de pH. Repita por triplicado. 
Calcule la capacidad amortiguadora de la solución. 
 
Prepare una solución de NaCl 0.1M 100 ml, mídale el pH y tome alícuotas 
de 20 ml y proceda de la misma manera que con la solución amortiguadora, 
repita la operación por triplicado. 
 
 
CUESTIONARIO 
 
1 ¿Cuál es la capacidad amortiguadora de la solución buffer de ácido acéti-
co-acetato de sodio? 
2. ¿Por qué la solución de NaCl no resiste tanta adición de NaOH? 
3. Mencione tres usos específicos de las soluciones amortiguadoras en un 
campo de interés de su carrera (esbozar la técnica en donde se utiliza).