Determinacion De Fosfatos En Agua Por Espectrofotometria. 114l5p

Escuela Superior Politécnica del Litoral FCNM Laboratorio de Química Analítica

Ingeniería Química

Practica #: 10

Título: Determinación de fosfatos en agua por espectrofotometría.

Paralelo: 103

Profesor: Luis Antonio Vaca Salazar

Elaborado por: Sánchez Basurto Carlos Xavier

Título de la práctica: Determinación de fosfatos en agua por espectrofotometría.

Objetivo General: Determinar la cantidad de fosforo presente en una muestra de fosfatos por medio de una curva de calibración y su respectiva ecuación lineal. Objetivos específicos:  Emplear las técnicas apropiadas para preparar las disoluciones requeridas en la práctica.  Reconocer los cambios físicos que pueden presentar las soluciones al agregar el agente reductor.

Marco Teórico: Para la determinación del fósforo en una muestra, se requiere realizar primero un proceso de digestión el cual debe ser eficaz para oxidar la materia orgánica presente en la muestra, liberando así el fósforo como orto fosfato, se presentan los siguientes métodos de digestión:  Digestión con ácido perclórico.  Digestión con ácido sulfúrico-ácido nítrico. Luego de realizar la digestión se determina el fósforo mediante métodos colorimétricos, estos métodos se basan en que el analito forma un compuesto con características de color definido y en magnitud directamente proporcional al mismo. Existen varios métodos colorímetros:  Método colorimétrico del ácido molibdato de fosforo.  Método de cloruro estañoso  Método de ácido ascórbico

El método de cloruro estañoso se basa en la reacción del fósforo contenido en la muestra como ortofosfato con el ácido molíbdico para formar el ácido molibdofosfórico. El ácido molibdofosfórico es reducido por el cloruro de estaño a azul de molibdeno, compuesto de composición desconocida que contiene una mezcla de Mo (VI) y Mo (V), que absorbe a 690 nm. La intensidad del color azul formado depende de la concentración de fosfatos adicionados. El método es aplicable cuando el contenido de fósforo en las muestras se encuentra entre las concentraciones de 0.01 mg P/L a 6.0 mg P/L. Todo el fósforo contenido en la muestra debe estar como ión ortofosfato (𝑃𝑂4 )3− , ya que el método espectrofotométrico es esencialmente específico para este ión. La interferencia positiva es causada por la sílica y arseniato solo si la muestra es calentada, la interferencia negativa es causada por el arseniato, fluoruro, torio, bismuto, sulfuro, tiosulfato, tiocianato o excesos de molibdato. El hierro en su forma ferrosa produce un color azul, pero no afecta a los resultados, si su concentración es menor a 100 mg/L. Este método es más sensible que el método colorimétrico del ácido vanadomolibdofosfórico y posibilita la determinación de hasta 4 µg P/L utilizando un recorrido de luz más largo. Absorción de la luz ley de Lambert-Beer. La ley de Beer relaciona la concentración de la solución con la absorción de luz, la ley establece que la intensidad de un rayo de luz monocromática decrece exponencialmente con el aumento de la concentración del medio absorbente. La relación entre la absorción de la luz y el camino recorrido por ésta viene dada por la ley de Lambert. Es conveniente considerar ambas leyes conjuntamente, el procedimiento experimental para el análisis cuantitativo utilizando la ley de Lambert-beer implica la preparación de una recta que permita relacionar el valor de la absorbancia del analito que queremos determinar teniendo un valor conocido de concentración. Se requiere la presencia de un blanco al momento 3 de realizar este procedimiento. El blanco contiene todas las fuentes de absorbancia distintas del analito. La elección del blanco depende de qué especie interfiere en la longitud de onda analítica.

Cuando una molécula absorbe un fotón pasa a un estado excitado de mayor energía. Y al revés, cuando una molécula emite un fotón, disminuye su energía en un valor igual a la energía del fotón. Materiales:             

Vidrio reloj. Pipeta Pasteur. Pisceta. Probeta de 25 mL ± 0.02 mL. Varilla de agitación Pipeta de 1.0 mL ± 0.02 mL. Pipeta de 10 mL ± 0.2 mL. Matraz aforado de 100 mL. Vaso de precipitación de 50mL. Vaso de precipitación de 100mL. Espátula. Tubos d ensayos. Gradilla.

Reactivos:      

(𝑁𝐻4 )6 𝑀𝑜7 𝑂24 . 𝐻2 𝑂 𝑆𝑛𝐶𝑙2 . 𝐻2 𝑂 𝐾𝐻2 𝑃𝑂4 (s). HCl ©. 𝐻2 𝑂 (𝑑). Muestra problema.

Equipos:  Balanza analítica con cuatro decimales de precisión marca ADAMS.  Espectrofotómetro UV visible Procedimiento: Preparación de Molibdato de amonio; Disolver 25 g de molibdato de amonio, (𝑁𝐻4 )6 𝑀𝑜7 𝑂24 . 𝐻2 𝑂, en 175 ml agua destilada. Con mucha

precaución, agregar 280 mL de 𝐻2 𝑆𝑂4 concentrado a 400 mL de agua destilada. Enfriar y añadir la solución de molibdato. Diluir a 1 litro. Cloruro estañoso: Disolver 2.5 g de 𝑆𝑛𝐶𝑙2 . 𝐻2 𝑂 en 100 ml de glicerina en baño maría.

 Mida 25 ml de cada una de las soluciones estándar y colóquelas en diferentes tubos de ensayo rotulados previamente.  Agregar 1 ml de la solución de molibdato de amonio a cada tubo.  Adicionar 3 gotas de la mezcla de cloruro estañoso en glicerol a cada tubo y agitar hasta su homogeneización total.  Dejar reaccionar las soluciones, hasta coloración azul, en la oscuridad durante 12 minutos exactos.  Realizar las lecturas de absorbancia de los estándares y de la muestra problema en el espectrofotómetro a 690 nm.  Realizar la curva de calibración empleando la herramienta estadística de regresión lineal.  En base a la curva de calibración, determine la concentración de la muestra problema en ppm de 𝑃 − 𝑃𝑂4 − . Reacciones involucradas: 𝑯𝟑 𝑷𝑶𝟒(𝒂𝒄) + 𝟏𝟐(𝑵𝑯𝟒 )𝟔 𝑴𝒐𝟕 𝑶𝟐𝟒(𝒂𝒄) + 𝟐𝟏𝑯+ (𝒂𝒄) → (𝑵𝑯𝟒 )𝟑 𝑷𝑶𝟒 . 𝟏𝟐𝑴𝒐𝑶𝟑(𝒂𝒄) + 𝟐𝟏𝑵𝑯𝟒(𝒂𝒄) + + 𝟏𝟐𝑯𝟐 𝑶𝒍 (𝑵𝑯𝟒 )𝟑 𝑷𝑶𝟒 . 𝟏𝟐𝑴𝒐𝑶𝟑(𝒂𝒄) + 𝑺𝒏𝟐+ (𝒂𝒄) → 𝒂𝒛𝒖𝒍 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒊𝒃𝒅𝒆𝒏𝒐 + 𝑺𝒏𝟒+ (𝒂𝒄)

Resultados: Tabla 1: Datos de la práctica.

Concentracion (ppm) 0.1 0.3 0.5 0.8 1.0

Absorbancia 0.124 0.326 0.511 0.752 0.913

Muestra problema

1.964

Cálculos:  Solución estándar de fosfatos: 0.1𝐿𝑠𝑜𝑙 ×

50𝑚𝑔𝑃 136.06𝑚𝑔𝐾𝐻2 𝑃𝑂4 1𝑔𝐾𝐻2 𝑃𝑂4 × × 1𝐿 30.97𝑚𝑔𝑃 1000𝑚𝑔𝐾𝐻2 𝑃𝑂4 = 0.02197𝑔𝐾𝐻2 𝑃𝑂4

 Solución de 10 ppm de fosfatos: 𝑉1 𝐶1 = 𝑉2 𝐶2 (100𝑚𝐿)(50𝑝𝑝𝑚) = (10𝑝𝑝𝑚)(𝑉) 𝑉2 = 20.5𝑚𝐿

 Soluciones para curva de calibración: 1. 100mL Concentración de 0.1 ppm: 𝑉1 𝐶1 = 𝑉2 𝐶2 (100𝑚𝐿)(0.1𝑝𝑝𝑚) = (10𝑝𝑝𝑚)(𝑉) 𝑉2 = 1.0𝑚𝐿

2. 100mL Concentración de 0.3 ppm: 𝑉1 𝐶1 = 𝑉2 𝐶2

(100𝑚𝐿)(0.3𝑝𝑝𝑚) = (10𝑝𝑝𝑚)(𝑉) 𝑉2 = 3.0𝑚𝐿

3. 100mL Concentración de 0.5 ppm: 𝑉1 𝐶1 = 𝑉2 𝐶2 (100𝑚𝐿)(0.5𝑝𝑝𝑚) = (10𝑝𝑝𝑚)(𝑉) 𝑉2 = 5.0𝑚𝐿

4. 100mL Concentración de 0.8 ppm: 𝑉1 𝐶1 = 𝑉2 𝐶2 (100𝑚𝐿)(0.8𝑝𝑝𝑚) = (10𝑝𝑝𝑚)(𝑉) 𝑉2 = 8.0𝑚𝐿

5. 100mL Concentración de 1.0 ppm: 𝑉1 𝐶1 = 𝑉2 𝐶2 (100𝑚𝐿)(1.0𝑝𝑝𝑚) = (10𝑝𝑝𝑚)(𝑉) 𝑉2 = 10.0𝑚𝐿

Figure 1: Grafica de Absorbancia vs Concentración.

Absorbancia(A) vs Concentracion (ppm) 1 y = 0.8689x + 0.056 R² = 0.9975

0.9 0.8 0.7

0.6 0.5 0.4 0.3 0.2 0.1 0

0

0.2

0.4

0.6

0.8

1

1.2

Ecuación de la recta: 𝑨 = 𝟎. 𝟖𝟔𝟖𝟗𝑪 + 𝟎. 𝟎𝟓𝟔 𝑪=

𝟏. 𝟗𝟔𝟒 − 𝟎. 𝟎𝟓𝟔 = 𝟐. 𝟏𝟗𝟔 𝒑𝒑𝒎 𝑷 − 𝑷𝑶𝟒 − 𝟎. 𝟖𝟔𝟗

Análisis de Resultados: De la gráfica experimental obtenida, se puede apreciar que la absorbancia de una solución aumenta linealmente conforme aumenta su concentración, es decir que la relación es directamente proporcional. Así mismo podemos apreciar en la tabla #1 que la Transmitancia disminuye conforme aumenta la absorbancia. Por medio de la ecuación de la recta se pudo obtener la concentración de fosforo presente en una muestra de fosfatos, este valor fue de 2.196 ppm. Una de las posibles causas por la cual se obtuvo este valor, al tratarse de concentraciones demasiado bajas, un exceso o déficit de

volumen podría provocar que su concentración final varíe con respecto al teórico. Otra posible causa de error experimental fue el tiempo de espera para cada muestra cuando se procedió a homogenizar hasta que presente una coloración azul, el tiempo tenía que ser de 12 minutos por cada muestra para que se desarrolle la máxima intensidad del color, pero por varias confusiones que se presentaron durante la realización de esta etapa de la práctica el tiempo de espera para cada muestra fue diferente, variando desde los 12 hasta los 14 minutos. Observaciones:  Al colocar el cloruro estañoso a las muestras de fosfatos, estas cambiaron su coloración a azul debido a que el cloruro estañoso cumple el papel de agente reductor reduciendo ácido molíbdico a azul de molibdeno.  Se utilizó el agua destilada como blanco para las lecturas espectrofotométricas, ya que esta se encuentra libre de iones fosfatos por lo que no produciría errores en las lecturas experimentales de la absorbancia.

Recomendaciones:  Luego de colocar el cloruro estañoso se debe agitar rápidamente para lograr una buena homogenización y así permitir que la muestra pueda absorber bien la luz.  Si al momento de realizar la lectura de la absorbancia a la muestra problema, esta se encuentra fuera del rango se deberá diluir la muestra para así tener una lectura más precisa.  Calibrar el espectrofotómetro con agua destilada, y observar que marque un valor de absorbancia 0.  Limpiar con papel tisú las celdas antes de colocarlas en el espectrofotómetro, tratando de que no queden las huellas de los dedos sobre la celda. Y luego de colocar los reactivos no tardarse en homogenizar, para así llevar a la oscuridad el tubo de ensayo.

Conclusiones:  La determinación de fósforo presente en una muestra de agua resulta una técnica muy importante y necesaria en al área industrial. Dependiendo de la concentración en la que se encuentre se puede determinar una funcionalidad ya sea en el área agrícola interviniendo en los procesos metabólicos de las plantas o inclusive determinar si es apta o no para el consumo humano.  La absorbancia depende directamente de la concentración de la disolución, a mayor absorbancia mayor concentración, esto se verifica en los resultados obtenidos y en la gráfica realizada la cual presenta debido a esto un comportamiento creciente.  Se realizó la curva de calibración con concentraciones de analito conocidas vs. absorbancia, la misma que nos sirvió como patrón para calcular la concentración de fosfatos en las muestras problema.

Bibliografía: 1. Gary D Christian. Química Analítica. Sexta edición. 2009. McGraw-Hill education. México. Capítulo10. PP 190, 191, 192.

2. Skoog Douglas. Química Analítica. 1995. McGraw-Hill education. Sexta edición. México. Capítulo 9. PP 248,250.

3. Daniel C. Harris. Análisis químico cuantitativo, McGraw-Hill education. Tercera edición. 2005. México. Capítulo 13, PP 354,355.