PRÁCTICA 14 Colorimetría

PRÁCTICA 14: COLORIMETRÍA
Pablo Senso González Grupo 9116: Alba Collado

Objetivos:
- Conocer la espectrofotometría de absorción visible.
- Adquirir el concepto de absorbancia y ponerlo en práctica aplicándolo en la Ley
de Lambert-Beer.
- Calcular la concentración y absorbancia de disoluciones de distintas
concentraciones de [Cu(NH3)4]2+ a partir de una disolución patrón. Además
calcular también de una muestra problema de concentración desconocida.
Resultados obtenidos:
En esta práctica nuestro objetivo es la medición de la absorbancia y el cálculo de las
concentraciones de varias disoluciones del complejo [Cu(NH3)4]2+. Para ello comenzamos
preparando una disolución de 50 mL de sulfato de cobre 0,1000 M, con ella y una disolución de
amoniaco, preparamos las disoluciones del complejo mezclando 5 mL de amoniaco con 1.0, 2.5,
3.5, 5.0, 6.0, 7.5, 8.5, 10.0 mL respectivamente de la disolución de sulfato de cobre y enrasamos
en el matraz aforado de 50 mL con agua destilada.
Tras tener las disoluciones, medimos la absorbancia de cada una de ellas con el
espectrofotómetro. La longitud de onda en la que se encuentra el máximo de absorción es de
600 nm.
Esta tabla engloba todo lo realizado durante la práctica y recojo todos los datos que he
tomado durante esta.
Disolución V amoniaco (mL) V CuSO4 (mL) Absorbancia
medida
Blanco 5,0 0,0 Inicial
Patrón 1 5,0 1,0 0,113
Patrón 2 5,0 2,5 0,276
Patrón 3 5,0 3,5 0,385
Patrón 4 5,0 5,0 0,554
Patrón 5 5,0 6,0 0,660
Patrón 6 5,0 7,5 0,823
Patrón 7 5,0 8,5 0,940
Patrón 8 5,0 10,0 1,101
Problema 5,0 Calc. En ej: 7 0,545
La absorbancia de la muestra problema fue medida en dos ocasiones para comprobar

que no hubo ningún error en la primera medida.
Las concentraciones de [Cu(NH3)4]2+ de cada uno de los patrones están calculadas en el
ejercicio 2.
Errores de la práctica:
- Pipeta de 2 mL: Tiene un error de 0,025 mL.
- Pipeta de 10 mL: Tiene un error de 0,1 mL
- Matraz aforado de 50 mL: Tiene un error de 0,06 mL
- Espectrofotómetro(absorbancia): 0,001
- Concentración de sulfato de cobre: 0,0001 M
Resultados y cuestiones:
1. Indica qué valor de longitud de onda has elegido para comprobar el cumplimiento
de la ley de Lambert-Beer y para obtener una recta de calibrado para la
determinación de concentraciones molares de [Cu(NH3)4] 2+ por medida de
absorbancias. Justifica por qué has elegido este valor.
Es elegido un valor de longitud de onda de 600 nm debido a que es la correspondiente al
máximo de absorción que es donde la sensibilidad es máxima. Además en esta zona las
medidas de absorbancia tienen un menor error frente a pequeñas variaciones en la longitud
de onda que en cualquier otra zona en la banda de absorción.
La longitud de onda de 600 nm es la longitud de onda a la que se produce la máxima
absorción del color naranja, el color complementario al que nosotros vemos, que es el azul
tanto en los patrones como en la muestra problema.
2. Completar la siguiente tabla:
Datos de absorbancia, A, medidos a = 600 nm, en función de la concentración molar

de [Cu(NH3)4]2+, C. Determinación de la concentración de una disolución problema.
Lo primero que debemos hacer para calcular la concentración de [Cu(NH3)4]2+ es ver si
existe un reactivo limitante en la reacción ya que una vez este se consuma totalmente, la
reacción se detendrá.
Tenemos la siguiente reacción: CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + SO42-
Y tenemos de datos:
- 5 mL NH3
- Densidad del NH3 = 0,903Kg/1L
- % en peso= 25g de NH3 por cada 100g de disolución.
- Peso molecular NH3= 17g/mol
- Concentración CuSO4= 0,1000 M
Primero pasamos todo a las mismas unidades y para ello la densidad de NH3 a g/mL.
0,903Kg/1L · 1000g/1Kg ·1L/1000mL = 0,903 g/mL
Ahora hallamos los moles de NH3 a partir de los 5 mL de NH3.
5mL · 0,903g/1mL · 25g NH3/100g disolución · 1mol/ 17 g/mol NH3 = 0,066 moles NH3
reaccionan.
Ahora vamos a hallar los moles que reaccionan de CuSO4. Al variar el volumen en cada
ensayo, vamos a empezar tomando los valores del de mayor volumen añadido de CuSO4
que es de 10 mL, ya que si el número de moles en este ensayo indica que el CuSO4 es
limitante, lo será en todos los ensayos al contener un menor número de moles.
Molaridad CuSO4 · Volumen CuSO4 añadido = moles de CuSO4
0,1000 M · 0,001 L= 0,001 moles CuSO4.
Tenemos estequiometría 1:4 por lo que calculamos el número de moles de NH3 que
reaccionarían con los 0,001 moles de CuSO4.
0,001 moles CuSO4 · 4 moles NH3/1 mol CuSO4 = 0,004 moles NH3 < 0,066 moles que
reaccionan de NH3.
Con los moles de CuSO4 no reaccionan todos los moles de NH3 así que el CuSO4 es el
reactivo limitante en todos los ensayos.
Cálculos de concentración de [Cu(NH3)4]2+. Al ser el sulfato de cobre el reactivo limitante

de la siguiente reacción que se produce: CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + SO42-
Podemos hacer el siguiente cálculo:
Concentración de CuSO4 · Volumen que se añade de CuSO4 = Volumen de disolución ·
[Cu(NH3)4]2+
O lo que es lo mismo:
0,1000M·V CuSO4 = 0,050L· [Cu(NH3)4]2+
El volumen de CuSO4 añadido en cada patrón será del que depende la concentración en
cada disolución.
Disolución V V CuSO4 [Cu(NH3)4]2+ Absorbancia
amoniaco(mL) (mL) (M) medida
Blanco 5,0 0,0 0,0 (De partida)
Patrón 1 5,0 1,0 2,0·10-3 0,113
Patrón 2 5,0 2,5 5,0·10-3 0,276
Patrón 3 5,0 3,5 7,0·10-3 0,385
Patrón 4 5,0 5,0 1,0·10-2 0,554
Patrón 5 5,0 6,0 1,2·10-2 0,660
Patrón 6 5,0 7,5 1,5·10-2 0,823
Patrón 7 5,0 8,5 1,7·10-2 0,940
Patrón 8 5,0 10,0 2,0·10-2 1,101
Problema 5,0 5,1 0,99·10-2 0,545
3. Teniendo en cuenta los siguientes errores de escala del material usado: pipeta:
0,025 mL; matraz aforado: 0,06 mL y que la disolución de CuSO4 es 0.1000M,
calcula el error de escala de la concentración de la disolución 1 y deduce cuántas
cifras significativas debe tener la concentración: error de escala: 5,2·10-5 M; no. de
cifras significativas: 2
El error (ΔM) lo he calculado con la siguiente fórmula:
ΔM/M = ΔVpipeta/V + ΔVmatraz/V
ΔM= 2·10-3 ·(0,025mL/1mL + 0,06mL/50mL)= 5,2·10-5 M
M = 2·10-3 M es la concentración del primer ensayo.
4. Presenta una figura (Fig. 1) de absorbancia frente a concentración molar de
[Cu(NH3)4] 2+ a = 600 nm, y obtén la recta de calibrado por medio de un ajuste de
mínimos cuadrados.
y = 55,023x + 0,0011
Absorbancia x Concentración R² = 1
1,2 1,101
0,94
1
0,823
0,8
Absorbancia
0,66
0,554
0,6
0,385
0,4 0,276
0,2 0,113
0
0
0 0,002 0,004 0,006 0,008 0,01 0,012 0,014 0,016 0,018 0,02
Concentración [Cu(NH3)4]2+ (M)
La ecuación de la recta es la que aparece en la zona superior derecha de la gráfica.

Obtenemos que la pendiente es de 55,023 y el coeficiente de correlación es de 1 por lo que
los resultados obtenidos forman una recta uniforme y eso nos indicó que no debíamos
repetir ninguna medida de absorbancia de ninguna de las disoluciones ya que todos los
puntos se encuentran dentro de esta recta.
5. Halla la concentración (mol/L) de la disolución problema gráficamente a partir de
la recta de calibrado. Señala dicho valor en la Fig. 1.
La concentración de la disolución problema según la representación gráfica de los
resultados obtenidos es de 0,0099 M. Está señalado en la gráfica anterior con un punto rojo
y también en la gráfica realizada manualmente adjuntada en la entrega.
6. Hallar la concentración de la disolución problema a partir de la expresión
algebraica de la ley de Lambert-Beer. Para ello, es necesario obtener previamente
el valor del coeficiente de absorción molar a partir de la pendiente de la recta de
calibrado. Calcula la imprecisión de la concentración problema utilizando las
imprecisiones de la absorbancia y de la pendiente de la recta de ajuste.
Expresión algebraica de la Ley de Lambert-Beer:
Absorbancia= ɛ (absortividad molar= pendiente de la recta- L·mol-1·cm-1) · b (Anchura de
la cubeta- cm) · c (concentración de la sustancia- mol/L)
Cálculo de la concentración:
A = ɛ·b·c 0,545= 55,023 L/mol·cm · 1 cm· c
c = 9,90·10-3M
Cálculo del error de la concentración: (Fórmula)
ΔM/M = ΔAbsorbancia/Absorbancia + Δɛ/ɛ
Con que sustituyendo los valores obtenemos que:
ΔM /9,90·10-3 (M) = 0,001/0,545 + 0,001/ 55,023 (L/mol·cm)
ΔM= 1,83·10-5 M
7. Sabiendo que la muestra problema se preparó mezclando una cantidad desconocida de

disolución patrón de cobre con 5.0 mL de amoniaco, determina cual fue el volumen de
disolución patrón de cobre empleado.
Sabemos que la molaridad de la disolución de [Cu(NH3)4]2+ es de 0,0099 M(ejercicio 5) y que
tiene un volumen de 50 mL por lo que utilizamos la fórmula que relaciona ambas y los moles de
la muestra y calculamos éstos. 9,9·10-3 M· 0,05 L· = n
n= 4,95·10-4 moles de [Cu(NH3)4]2+
Ahora sabemos que los moles de [Cu(NH3)4]2+ serán los mismos en la disolución patrón de
cobre(CuSO4), ya que la estequiometría es de 1:1 por lo que usamos la misma fórmula que
anteriormente conociendo los moles y la concentración de disolución de CuSO4 que es
0,1000M. Con ello nos calculamos el volumen de disolución patrón de cobre empleado:
4,95·10-4 moles / 0,1000M = Volumen(L) = 4,95·10-3 L = 4,95 mL
Conclusiones:
- La medida de la absorbancia se debe realizar a la longitud de onda idónea, que
es la correspondiente al máximo de absorción donde la sensibilidad es máxima.
- La relación que existe entre la concentración del complejo y la absorbancia
medida es que cuanto mayor sea la concentración de [Cu(NH3)4]2+ mayor es su
absorbancia.
- La Ley de Lambert-Beer indica la variación lineal de la absorbancia con la
concentración pero solo tiene lugar para disoluciones diluidas, por ello es conveniente
realizar antes la recta de calibrado que confirme esta Ley de Lambert-Beer.
- A la hora de realizar la práctica no hemos tenido problemas y las medidas de
absorbancia han quedado en línea recta en la gráfica por lo que no hemos tenido que
repetir ningún punto. De hecho, el coeficiente de correlación es igual a 1 conque la recta
es uniforme y no se sale ningún punto de esta.
GRÁFICA A MANO
-
Esta gráfica adjunta al final del informe es la realizada en clase que relaciona
absorbancia x concentración en la que se ven en color azul la recta y los puntos
obtenidos. Además en color gris(lápiz) está indicado el punto de la muestra
problema(0,545 de absorbancia).

PRÁCTICA 14 Colorimetría

Cargado por

Copyright:

Formatos disponibles

PRÁCTICA 14 Colorimetría

Cargado por

Información del documento

Descripción original:

Título original

Derechos de autor

Formatos disponibles

Compartir este documento

Compartir o incrustar documentos

Opciones para compartir

¿Le pareció útil este documento?

¿Este contenido es inapropiado?

Copyright:

Formatos disponibles

PRÁCTICA 14 Colorimetría

Cargado por

Copyright:

Formatos disponibles

PRÁCTICA 14: COLORIMETRÍA

Pablo Senso González Grupo 9116: Alba Collado

La absorbancia de la muestra problema fue medida en dos ocasiones para comprobar

Datos de absorbancia, A, medidos a = 600 nm, en función de la concentración molar

Cálculos de concentración de [Cu(NH3)4]2+. Al ser el sulfato de cobre el reactivo limitante

La ecuación de la recta es la que aparece en la zona superior derecha de la gráfica.

7. Sabiendo que la muestra problema se preparó mezclando una cantidad desconocida de

También podría gustarte