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Universidad Autónoma de Chihuahua
Facultad de Ciencias Químicas
QUIMICA ANALÍTICACUANTITATIVA
M.C. G. Sonia Rodríguez de la Rocha
Dra. Carmen O. Meléndez Pizarro
M A. Hilda C. Escobedo Cisneros
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ÍndiceINTRODUCCIÓN 3
BASES PARA EL ANALISIS VOLUMÉTRICO 45ANÁLISIS VOLUMÉTRICO POR NEUTRALIZACIÓN 102
ANÁLISIS VOLUMÉTRICO POR OXIDO REDUCCIÓN 214ANÁLISIS VOLUMÉTRICO POR PRECIPITACIÓN 401
ANÁLISIS VOLUMÉTRICO POR FORMACIÓN DE IONES COMPLEJOS 491
MÉTODOS GRAVIMÉTRICOS 560
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INTRODUCCIÓN
La Química Analítica es la ciencia que estudia los principios y métodos a emplear en la determinación de la
composición química de una muestra de cualquier naturaleza
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su uso es muy amplio y a permitido, utilizado como herramienta, el avance
del conocimiento científico y tecnológico en diferentes actividades del quehacer
humano
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Análisis químico que es el conjunto de operaciones, de la cuales se vale la Química Analítica para identificar o
cuantificar sus componentes
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Aplicaciones de la Química Analítica Área Salud, agropecuaria, Industrial,
Investigación, Ambiental etc.
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Divisiones de acuerdo a la variable que se tome como base:
Cualitativa y CuantitativaOrgánico e Inorgánico
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Macro análisis de 0.1 a1 ó 2 gramosSemimicro análisis de 0.01 a 0.05 gramosMicro análisis de 1 a 0.001 miligramos
Ultra micro análisis de 1 microgramo o menos
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Mayoritarios 0.1 % - 100 %Minoritarios 1 ppm a 0.1 %
Trazas 1 ppb a 1 ppmUltra trazas < 1 ppb
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Métodos Analíticos
Métodos químicos por vía húmeda Métodos instrumentales
Análisis volumétrico SeparaciónElectroquímicos
Titulación Cromatografía Electrólisis
Conductimetría
Gravimetría
Precipitación
Pesada
Ópticos
Emisión
Absorción
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Métodos CromatográficosCromatografía de capa fina Cromatografía de líquidos
Cromatografía de gases etc.
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Análisis Ópticos.- En este tipo de técnicas se determina la absorción o
emisión de la radiación electromagnética por el material a analizar,
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La región espectral se divide en tres zonas la (UV) región ultravioleta que
abarca de 185 a 400 nm, la zona visible cuyo rango abarca de los 400 a 700 nm y la región infrarroja que abarca de los 700
a los 1100 nm.
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Análisis Electroquímicos.- Estos métodos miden las propiedades eléctricas del analito, tales como potencial, intensidad, resistencia
y cantidad de electricidad
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los métodos columbimétricos se realizan midiendo el tiempo requerido para
completar una reacción electroquímica cuando se utiliza una corriente eléctrica
constante de magnitud conocida
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Métodos Analíticos de acuerdo al tipo de equilibrio en que se basan
Volumetría por neutralización: Ki Volumetría por Oxido-reducción: E°
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Volumetría por Precipitación:Kps Volumetría por formación de iones
complejos KfGravimetría: Kps
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Punto de equivalencia:
Se alcanza en el momento en que a la muestra problema se le adicionó
la cantidad del reactivo de concentración conocida que reacciona
estequiometricamente con la cantidad de la sustancia a determinar
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Análisis químico de una muestra:
Técnica: Principio físico o químico que puede emplearse para analizar
una muestra.
Método: Medio para analizar una muestra a fin de hallar un analito dado
en una matriz específica.
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Procedimiento: Instrucciones escritas que señalan la forma de analizar
una muestra.
Protocolo: conjunto de instrucciones escritas especificadas por un
organismo para analizar una muestra y es de cumplimiento obligado.
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Conceptos básicos.Muestra: Parte representativa del
material objeto del análisis. Matriz: Entorno que contiene al analito
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Interferencia: Especies presentes en la matriz que causan resultados erróneos, en
la determinación del analitoEstándar: solución de concentración
conocida.
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Blanco: Contiene todos los componentes de la matriz excepto el analito. Idealmente
debería medir cero.
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Toma y Preparación de la Muestra:
La muestra obtenida tiene que ser representativa homogénea
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Al azar:
Es un procedimiento para el análisis de materiales que se presentan
como unidades uniformes:
por ejemplo pastillas, botellas de agua mineral, etc.
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Muestreo regular:
Se eligen al azar un número determinado de unidades a analizar del
total, donde cada una tiene la misma probabilidad de ser
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Muestreo estratificado:
Se eligen dentro de las unidades de muestreo, estratos o
subdivisiones del total y se toman aleatoriamente las unidades a
analizar.
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Intuitivo:
Se selecciona por decisión personal la porción del material a analizar
ejemplo debido a un cambio de textura o cromático de la sustancia a
analizar, o cuando se observa alguna alteración en un proceso
productivo, etc.
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Estadístico:
La selección se basa en reglas estadísticas. Se calcula el número
mínimo de muestras suponiendo distribución gaussiana de la
composición del material.
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Dirigido:
El problema analítico exige un tipo específico de información, por
ejemplo el análisis de trazas de metales en las partículas en
suspensión en un agua natural
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De protocolo:
Cuando se debe seguir un procedimiento de muestreo detallado en
una norma, método estándar, publicación oficial
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Preparación de la muestra
Por ejemplo en el caso de que el material a analizar sea sólido se
acostumbra pulverizar y mezclar bien para reducir el tamaño de las
partículas y homogenizar su composición
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Disolución de la muestra
Regularmente las diferentes metodologías requieren de la disolución
de la muestra problema:
ejemplo esta puede realizarse utilizando un ácido que no interfiera en
los resultados
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Eliminación de interferencias
Regularmente las reacciones utilizadas y las propiedades que se
miden no son específicas de un solo compuesto o elemento
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Proceso de Medida
Se tiene que definir el tipo de metodología a seguir, ejemplo, si es un
análisis químico o instrumental.
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Mediciones y calibraciones
Los resultados analíticos dependen de la medición final de una
propiedad, y esta debe variar de manera conocida a la concentración
de la sustancia en estudio
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La calibración por lo tanto deben permitir que las mediciones se
reproduzcan satisfactoriamente una y otra vez
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Existen diversos factores que pueden intervenir para acercar los resultados o
alejarlos del valor real. El tratamiento estadístico de los datos
permite lograr eficiencia en los resultados
Repetición de la técnica.
Para minimizar el error pueden efectuarse de 2 a 7 repeticiones, porque la obtención
de datos repetidos de las muestras sujetas a estudio mejora en mucho la
confiabilidad de los resultados obtenidos
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Cálculo e interpretación de resultadosLos datos experimentalmente obtenidos son
objeto de una serie de cálculos en donde se aplica las propiedades estequiométricas de la reacción efectuada y como resultado se
obtiene la cantidad de la sustancia buscada
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Evaluación de resultados
Esta evaluación se basa en el rango o parámetro aceptable de los
resultados obtenidos para el análisis efectuado y la aplicación de los
mismos.
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Un parámetro de confiabilidad es la diferencia en cuanto a las
repeticiones efectuadas y la exactitud que la aplicación de estos
resultados requiere.
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BASES PARA EL ANALISIS VOLUMÉTRICO
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Los análisis volumétricos son
aquellos en que la cantidad presente del (analito A) en una muestra
problema, se determina midiendo el volumen de reactivo patrón B que
reacciona con ella.
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El análisis volumétrico
Es un método sencillo que no requiere de mucho instrumental pero si
requiere de un entrenamiento adecuado es decir quien lo practica
debe contar con experiencia.
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Ventajas del análisis volumétrico:
Es más preciso que la mayoría de los métodos instrumentales.
Se obtienen precisiones del 0,1 % o mejores.
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Es un método simple, de bajo costo y fácil
Buen método cuando el componente a analizar es mayoritario en la mezcla
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Desventajas:
Solo se consiguen buenos resultados tras buenas prácticas de
laboratorio
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No es bueno para componentes traza de una mezcla.
Es malo para discriminar entre los analitos similares en la muestra
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El análisis volumétrico debe ser preciso y por ello la reacción a efectuarse
entre el ácido o base deberá dejar una cantidad pequeñísima sin reaccionar
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Características del análisis volumétrico
Debe ser estequiométrico
Reacción rápida.
Una constante de equilibrio alta
Precisión en la detección del final de la reacción
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Material de vidrio
•Matraces volumétricos
•Pipetas
•Pipetas volumétricas
•Pipetas de medición o graduadas
•Micro pipetas
•Buretas
•Probetas
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La exactitud de un análisis depende de muchos factores
indiscutiblemente, pero la calidad del reactivo en el que se confía es
primordial
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Requisitos que debe cumplir un reactivo estándar primario
•Su pureza de rango de 0.99 a 0.98 %.
•Resulta conveniente que el reactivo
estándar primario cuente con un Peso equivalente alto
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Debe secarse con facilidad y no ser higroscópica con el objeto de que
en el tiempo de pesada no se convierta el agua es una impureza que
pueda restar exactitud a los resultados.
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Ejemplos de estandares primarios
Ftalato acido de potasio (KHP) C8H5O4K
Carbonato de sodio anhidro Na2CO3
Oxido de arsenico (III) As2O3
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Oxalato de sodio Na2C2O4
Iodato de potasio KIO3
Dicromato de potasio K2Cr2O7
Cloruro de sodio NaCl
Nitrato de plata AgNO3
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Punto de equivalencia
Es el punto en que han reaccionado cantidades equivalentes de la
sustancia a valorar (A) y de reactivo titulante (B).
equivalentes A = equivalentes B
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Método directo
Es una titilación en la cual se llega al primer punto de equivalencia y
se puede determinar con exactitud la cantidad que existe de la
muestra problema
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Valoraciones por retroceso o método indirecto:
El punto de equivalencia es el punto en que la cantidad de titulante inicial es
químicamente equivalente a la cantidad de analito mas la cantidad de titulante
añadido en la retro titulación.
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Punto final:
punto donde se observa algún cambio físico donde se pone
de manifiesto que la reacción se ha realizado completamente y se a
logrado la equivalencia.
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Error de titulación
La diferencia en volumen entre el punto de equivalencia y el punto
final tomado es el error de titulación, el cual esta dado por:
Et = Vpf - Veq
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Selección de Indicadores
En volumetría se ha investigado el uso de sustancias que pueden ser
utilizadas como indicadores de acuerdo a las propiedades de la reacción
involucrada y permiten ver con exactitud el punto de equivalencia.
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En volumetría por neutralización se cuenta substancias que cambian
de color de acuerdo a la concentración de iones hidrógeno presentes,
indicando el punto de equivalencia que coincide con el cambio de pH
del medio
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Al alcanzar el punto de equivalencia se efectúa un cambio brusco de
concentración del analito
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Por lo tanto la curva de titulación se utiliza para ver el cambio y elegir
el indicador más adecuado para la titulación que se desea realizar
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Condiciones que deberán observarse en la elección de un indicador
Se toma en consideración el cambio que se dará en la reacción,
pH, potencial de precipitación, potencial del metal
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Todo de acuerdo a las constantes del producto que se forma en el
punto estequiométrico de la valoración y deberá coincidir o estar
comprendido en el rango de vire que del indicador.
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El indicador se usa muy diluido, es decir que la cantidad utilizada debe
ser mínima 2 o 3 gotas del indicador por 50 o 100 ml
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El punto final de la reacción se debe tomar en cuanto se perciba el
primer cambio de coloración que se considere permanente.
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Los errores más usuales son:
•El utilizar indicador en exceso
•Tomar el punto de equivalencia mucho después del cambio
•Cuando se utilizan indicadores visuales puede que no cambie de coloración
en el pH adecuado.
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Indicadores de Oxido reducción
En este caso las sustancias que se emplean como indicadores en el
punto de equivalencia pueden actuar de diferentes formas
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En las titulaciones de oxido - reducción se pueden emplear auto-
indicadores tal es el caso del permanganato de potasio,
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Otras sustancias reaccionan con una de las sustancias involucradas en la
reacción y produce un cambio de color al llegar al punto de equivalencia
ejemplo el almidón con una coloración azul intensa en presencia de yodo.
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También puede efectuarse la titulación empleando un potenciómetro
de tal manera que se pueda seguir el cambio de potencial a través de
la titulación y observar el salto brusco del punto de equivalencia.
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Existen indicadores también susceptibles a cambios perceptibles con
el cambio de potencial, son moléculas de naturaleza orgánica que
sufren cambios estructurales cuando se reducen o se oxidan
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Indicadores denominados externos por que no se adicionan al medio
donde ocurre la reacción sino que se prueba, por ejemplo el
ferrocianuro se utilizó para detectar el Fe+2,
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Se utilizan frecuentemente instrumentos para le detección del punto
final, los cuales responden a ciertas propiedades de la solución que
cambian de manera característica durante la titulación.
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Entre los instrumentos utilizados se encuentran, medidores de pH,
voltímetros, amperímetros, ohmetros,
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Predicción de reacciones
Para que una reacción se realice algo debe salir del sistema
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Cuando se forma:
Un precipitado.
Una sustancia débilmente ionizable.
Un ion complejo (ionógeno débil).
Un gas o producto volátil.
Cuando existe un cambio de valencia
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Tratamiento Estadístico de Datos
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Resulta difícil efectuar un análisis químico libre totalmente de
errores.
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Pero existen algunas recomendaciones que de manera sencilla
ayudan a minimizar los diferentes errores que pueden
presentarse.
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A lo largo del curso podrán observar que los resultados de cada
una de las mediciones efectuadas difieren entre si, no obstante
que se realicen con la misma muestra,
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En las diferentes técnicas empleadas en análisis
volumétricos se toman y valorado mínimo tres alícuotas y el
volumen del reactivo gastado presenta ligeras variaciones.
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A la capacidad de reproducir una serie de mediciones se le
denomina precisión
Mientras que el término exactitud indica que tan cerca está
una medición de su valor verdadero.
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Los resultados obtenidos mediante una técnica analítica
pueden compararse con soluciones preparadas
cuidadosamente para este fin
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También es posible adquirir estandares certificados por la
oficina nacional de estandares y utilizarlos para validar las
técnicas empleadas los errores pueden clasificarse de la
siguiente manera
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los errores pueden clasificarse en:
Errores sistemáticos
Errores al azar
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Son errores constantes y siempre hacia la misma dirección por
que por ejemplo pueden ser producidos por mala calibración de
los equipos que se utilizan
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Por ejemplo una balanza, matraces volumétricos o buretas mal
calibradas, pesas inexactas, temperaturas incorrectas o también
los reactivos que se utilizan
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La falta de habilidad o experiencia del analista para determinar en
que momento se ha alcanzado el punto de equivalencia puede
originar un error
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También Existen errores originados por la metodología empleada
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Por ejemplo
En el caso de volumétria por precipitación la Kps tiene que
satisfacerse y eso significa que parte de la sustancia a
cuantificar deberá permanecer soluble en el punto de
equivalencia
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En el caso de un análisis gravimétrico la solubilidad del
precipitado en las aguas de lavado, por lo regular este tipo de
errores no se pueden evitar pero si cuantificar o disminuir.
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Los errores al azar son no siguen una lógica también se les
conoce como indeterminados y se manifiestan por la dispersión
de los datos cuando se efectúan repeticiones
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Su cambio de valor puede ser negativo o positivo, pueden ser
grandes o pequeños, y pueden minimizarse empleando para el
estudio de resultados una herramienta como la Estadística.
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A lo largo del curso y con los resultados de sus prácticas
emplearemos dichas técnicas para tratar de minimizar el error que
pudiera presentarse
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Análisis Volumétrico por Neutralización
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Las reacciones químicas se efectúan con más facilidad, si las
sustancias que intervienen se encuentran en solución. Por lo
que el análisis volumétrico es muy utilizado
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Por lo tanto se precisa saber qué cantidad de las sustancias
que intervienen fueron disueltas en un volumen determinado
y la concentración se define como la relación soluto y
solvente
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En el análisis volumétrico por neutralización las reacciones se
efectúan cuando el Ion oxidrilo de una base se une al Ion
hidrógeno de un ácido para formar una molécula de agua.
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Con lo que un ácido puede ser neutralizado por una base o
viceversa.
NaOH + HCl → H2O + Na+ + Cl-
Ki = 1X10-14
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Si de la muestra problema se sabe el volumen
y del reactivo de concentración conocida se mide el volumen en el
momento en que se ha alcanzado el punto de equivalencia
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se podrá determinar la cantidad de ácido o álcali presente en
una muestra problema.
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En la práctica nos habremos de encontrar con mucha
frecuencia con la necesidad de efectuar diluciones para bajar
la concentración de los reactivos de mayor concentración
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Concentración es la relación soluto solvente y se utilizan varias
formas para expresarla. Las más comunes son las siguientes:
porcentaje en peso volumen, molaridad, normalidad y ppm.
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Las más comunes son las siguientes: porcentaje en peso
volumen, molaridad, normalidad y ppm.
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M = moles/ lt = mmoles/ml
N = eq / lt = meq/ml
%p/v = gs/100ml
%p/v = gs/100g
%p/v = ml/100ml
Ppm = 1 mg/lt = 0.001g/lt
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M y N tienen como origen la unidad de reacción química, ya que un mol
sería igual al peso fórmula gramo. Y ahí se encuentra contenido el número
de Avogadro que es igual a 6.024 X 1023
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El peso equivalente resulta de la división entre el peso
fórmula gramo y el número de hidrógenos (o su equivalente).
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El peso equivalente también puede obtenerse de la dividir el
peso fórmula gramo entre el intercambio electrónico, si se
tratara de una reacción de óxido reducción.
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Un peso equivalente de cualquier compuesto se combinará
con cualquier otro peso equivalente
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Regularmente en los métodos volumétricos se trabaja en base a
mililitros ya que el analista se auxilia comúnmente de una
bureta de 25 o 50 ml
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Por tanto comúnmente, la molaridad estará dada por
milimoles por mililitro; y si se trata de normalidad serían
miliequivalentes por mililitro.
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En el caso del reactivo que se conoce meq1 = N1V1
En cuanto al reactivo o sustancia que se desea determinar meq2=
N2V2
En el punto de equivalencia
meq1 = meq2
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y tomando en consideración que dos cantidades iguales a una
tercera son iguales entre si, tenemos que:
M1V1 = M2V2
Generalizando C1V1 = C2V2
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Las curvas de neutralización se construyen empleando los
cambios de concentración de los iones hidrogeno durante
una titulación ácido base
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En dichas curvas como el sistema se comporte cerca del
punto de equivalencia será de gran utilidad para elegir el
indicador más adecuado para la técnica de que se trate
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Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte o viceversa
Ejemplo:
cuando se utilizan 50 ml de HCl 0.1091N y se neutralizan empleando
NaOH 0.1134N
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NaOH + HCl → H2O + Na+
+ Cl-
pH en el punto inicial
pH = - log [H +] = - log [ 0.1091] = 0.9621
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Se han adicionado 15.5 ml de NaOH
0.1134N por lo tanto los meq adicionados son igual a:
meq NaOH = NXV = 0.1134X15.5 = 1.7577
Estos habrán saturado a 1.7577 meq de HCl también
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En solución quedarán de iones hidrogeno la diferencia entre estos y
los iniciales que fueron meqiniciales HCl = 50 X 0.1091= 5.445 .
meq HCl = 5.445 – 1.7577 = 3.6973 y estos estarán disueltos en el
volumen total
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Se calcula la concentración:
N = meq / Vt = 3.6973 / 65.5 = 0.0564
pH = - log [H +] = - log [0.0564] = 1.248
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pH en el punto de equivalencia
Ki =1x10 -14
= [H+] [-OH] de donde [ X ] [ X ] = X2
= 1x10 -14
X = √1x10 -14
= 1x10 -7
y pH= - log [ H +
] = 7
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pH después del punto de equivalencia
Se toman en consideración los equivalentes adicionados del ácido y se
restan a los adicionados de la base y se encuentran los equivalentes de
NaOH en exceso
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Se dividen entre el volumen total para encontrar la concentración del
NaOH que será igual a la concentración del ion oxidrilo se calcula el
pOH y de ahí el pH.
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meq NaOH =N X V = 0.1134 X 48.2 = 5.4658
meq NaOH–meq HCl =5.4658–5.455= 0.0108
N = meq / V = 0.0108 / 98.2 = 0.0001099
pOH = - log [-OH] = - log [0.0001099] = 3.96
pH = 14-3.96 = 10.04
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Titulación de un ácido débil con una base fuerte
En este caso existen algunas diferencias fundamentales con
respecto al comportamiento del caso anterior en que ambos
reactivos eran fuertemente ionizables
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El ácido acético es débilmente ionizable puesto que su constante
de ionización es igual a 1.8 X 10 -5
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Esto significa que el H+
esta fuertemente unido al Ion acetato lo que no
sucede en el caso del HCl y en ello radica la diferencia en cuanto a los
valores de pH observados en este segundo ejemplo con respecto al
primero.
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La ecuación de la reacción de disolución será
Ki = 1.8 X 10-5
= [CH3COO-] [ H
+] / [CH3COOH]
Al Despejar
[H+
] = 1.8 X 10-5
X [CH3COOH] / [CH3COO-]
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Se utilizan 50 ml de ácido acético 0.1091N y se neutralizan empleando
NaOH 0.1134N
calculo del pH en el punto inicial
Las concentraciones del H+ y CH3COO-
son iguales a X
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Ki CH3COOH = [ X] [ X ] / [ CH3COOH ]
Sustituyendo
Ki =1.8 X 10-5
= [ X ] [ X ] / [5.455 /50 ml]
de donde
X2
= 1.8 X 10-5
[5.455 / 50 ml]
X = √1.8 x 10-5
[5.455 / 50 ml] =1.4 x10- 3
pH = - log [H+] = - log [1.4 x10 -3
] = 2. 8
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Después del punto inicial se emplea la misma formula pero ahora la
concentración de iones hidrógeno será diferente a la de los iones acetato
puesto que al unirse los primeros con el Ion oxidrilo se forma agua y los
iones oxalato quedan en libertad
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pH en la adición de 15.5 ml de NaOH 0.1134N
[ H+
] = 1.8 X 10-5
X [ CH3COOH ] / [ CH3COO- ]
[H+
] =1.8 X 10-5
X [3.6973/65.5 ] / [1.7577]/65.5]
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[ H+
] = 1.8 X 10 -5
X [0.05644 ] / [0.0268]
[ H+
] = 3.78 X 10 -5
de donde
pH = – log [H+
]
Sustituyendo
pH – log [3.78 X 10 -5
] = 4.42
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pH en el punto de equivalencia
pH = ½ ( pkw + pKa +log ( [CH3COO-]) Sustituyendo
= ½ (14 + 4.74 + log [0.0555] = 8.74
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calculo de pH con la adición 48.2 ml
[-OH] = meq NaOH – meq CH3COOH/ Vt
Sustituyendo
[-OH] = 5.4658 – 5.455 = 0.0108
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[-OH] = 0.0108 / 98.2 = 1.01X 10
-4
pOH = – log [1.01X 10 -4
] = 3.96
pH = 14 - 3.96 = 10.04
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Titulación de un ácido débil con una base fuerte
titulación de 50 ml de hidróxido de amonio 0.1091N que se
neutralizan empleando HCl 0.1134N
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En este caso el comportamiento del sistema es muy parecido al
anterior ya que también el NH4OH Ki con un valor muy parecido
anterior 1.75 X 10 -5
. aunque obviamente el punto inicial es alcalino.
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Calculo del pH en el punto inicial
KiNH4OH=1.8 X 10-5
=[NH4+
][OH- ]/[ NH4OH] KiNH4OH = [ X] [ X ] /
[NH4OH]
Sustituyendo
Ki = 1.8 X 10 -5 = [ X ] [ X ] / [5.455 / 50 ml]
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X = √1.8 x 10 -5 [5.455 / 50 ml] =1.4 x10- 3
pOH=- log [-OH]=- log [1.4 x10 -3
] = 2. 85
pH = 14- pOH = 14- 2.85 = 11.14
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Adición de 0.5 ml de HCl 0.1134N
Ki NH4OH=1.8 X 10-5
= [NH4+
][OH-]/[ NH4OH ]
[OH- ] = 1.8 X 10 -5
X [ NH4OH ] / [NH4+
]
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Sustituyendo
[OH-]=1.8 X 10
-5X(5.3983/50.5)/(0.0567/50.5) =1.7 x10
– 3
pOH =- log [-OH] = - log [1.7 x10 -3 ] = 2. 76
pH = 14- pOH = 14- 2..76 = 11.23
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pH en el punto de equivalencia
Aplicando la formula anterior y substituyendo
pOH = ½ ( pkw + pKb +log ( [NH4OH])
pOH = ½ (14 + 4.74 + log [0.0555] = 8.74
pH = 14- pOH de donde pH = 14- 8.74 = 14- 8.74 = 5.26
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Se adicionan 48.2 es decir 0.5 ml de exceso
[H+
] = meq HCl – meq NH4OH/ Vt
Sustituyendo
[H+
]=5.4658 – 5.455=0.0108/98.2 = 1.01X 10 -4
pH = – log [1.01X 10 -4
] = 3.96
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Titulación de una base débil utilizando un ácido débil
la valoración de un ácido débil con una base débil es muy difícil de
visualizar con certeza en el punto estequiométrico
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Determinaciones ácido base
Los análisis químicos a partir de las determinaciones ácido base que
pueden realizarse son muy variadas y la exactitud es adecuada
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La preparación de los reactivos estandarizados o valorados con la
mayor exactitud posible es muy importante para la obtención de
buenos resultados a la hora de titular las muestras cuya
concentración deseamos conocer
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Principales reactivos ácido base
Comúnmente se prefiere que en el laboratorio exista una solución
ácida que sirva como referencia permanente, ya que se conserva
mejor que las básicas y comúnmente son ácido clorhídrico o ácido
sulfúrico
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los requisitos que debe cumplir este ácido son: que sea fuertemente
ionizable, que no tenga carácter volátil, y que no sea un agente oxidante
fuerte, para que no destruya a las sustancias indicadoras que son de
naturaleza orgánica,
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Que no forme compuestos insolubles
aunque no siempre la cumplen el HCl y H2SO4 ya que forman
sustancias insolubles con algunos compuestos, como Ag,
Pb, Hg, Ca etc.
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En el caso de los reactivos básicos el que más se utilizan es el
hidróxido de sodio sin embargo regularmente está contaminado con
algunas impurezas
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Dentro de las que más inexactitud proporcionan se puede mencionar
el carbonato que puede aparecer en la solución, cuando en esta se
disuelve dióxido de carbono que al reaccionar con el agua forma
H2CO3
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Otra base que pudiera utilizarse es el hidróxido de potasio, pero no
presenta ventajas sobre el de sodio y si su precio es más alto
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Estas soluciones regularmente se preparan de manera aproximada a
la concentración que se desea y se valoran luego utilizando reactivos
considerados estándar primarios.
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En el caso de titulaciones ácidas como sería el caso del ácido
clorhídrico se emplea como reactivo patrón primario el carbonato de
sodio anhidro y químicamente puro
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En las titilaciones básicas como es el caso del NaOH se puede
emplear como estandar primario el biftalato ácido de potasio
C6H4(COOH)COOK .
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Dentro de los reactivos a preparar también deberán tomarse en
cuenta los indicadores.
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Titulación de ácido clorhídrico 0.1N utilizando Na2CO3
Para la titulación de una solución de HCl 0.1N las técnicas
recomiendan pesar de 0.1 a 0.2g de Na2CO3 anhidro
¿POR QUE?
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PMNa2CO3= 106 de donde PE = 106/2 = 53g meq = 0.053 g
1 meq 0.053 g
X 0.1 g de donde X = 1.88 meq
1 meq 0.053 g
X 0.2 g de donde X = 3.77meq
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De acuerdo a los cálculos anteriores el rango de equivalentes
utilizados de carbonato de sodio es de 1.88 a 3.77, ¿en que volumen
de HCl 0.1 N estarán contenidos esos mismos equivalentes?
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N = meq / V de donde V = meq / N
sustituyendo V = 1.88 / 0.1 = 18.8 ml
N = meq / V de donde V = meq / N
sustituyendo V = 3.77 / 0.1 = 37.7 ml
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Estos valores están calculados para utilizar una bureta de 50 ml y para
minimizar más el error que pudiera cometerse al efectuar la lectura del nivel
de ácido gastado se recomienda pesar lo más cercano a este límite 0.2g
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Después de comprender el porque de la cantidad de reactivo patrón
primario se ejemplificará como se realizan los cálculos en la valoración de
la solución:
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Para efectuar los cálculos se toma como base la definición de
normalidad ya que
N = meq/ml
y se calculan los meq que se utilizaron de Na2CO3 en cada una de las
pesadas
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Se aplica la siguiente fórmula
PE= gs / PEg,
para luego convertir a meq tomando en consideración que un meq
tiene un valor 1000 veces menor.
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PMg Na2CO3 = 23 X 2 + 12 + 16 X 3 = 106 g
Peg Na2CO3 = PM / n = 106 / 2 = 53
1 PEg = 1000 meq. 53 gs
1 meq X = 0.053gs
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Después de calcular el valor de un meq de carbonato de sodio se
calculan los meq contenidos en cada una de las pesadas que se
efectuaron:
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Pesada No 1
Meq Na2CO3 = 0.1933 / 0.053 = 3.7603
Pesada No 2
Meq Na2CO3 = 0.1526 / 0.053 = 2.8792
Pesada No 3
Meq Na2CO3 = 0.2103 / 0.053 = 3.9679
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Los meq de Na2CO3 obtenidos deberán reaccionar con los mismos meq de
HCl en el punto de equivalencia entonces para calcular la N del ácido se
utilizan los valores antes calculados divididos entre los ml de HCl
utilizados.
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N = meq/ml = 3.7603 / 34.1 = 0.1102
N = meq/ml = 2.8792 / 26.2 = 0.1098
N = meq/ml = 3..9679 / 36 = 0.1102
Np = (0.1102 + 0.1098 +0.1102) / 3 = 0.1100
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Titulación de hidróxido de sodio 0.1N utilizando biftalato de potasio
cuantos gramos de ftalato serian necesarios para gastar alrededor
de 15 ml de NaOH 0.1N
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Meq NaOH = N X V = 0.1 X 15 ml = 1.5 meq.
El PMg KHC8H4O4 = 204g = PEg
1 meq 0.204 gs
1.5 meq X = 0.306 gs
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Después de haber calculado el valor de un meq de ftalato de potasio
se calculan los meq contenidos en cada una de las pesadas que se
efectuaron:
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Pesada No 1
Meq KHC8H4O4 = 0.3189/0.204 = 1.5632
Pesada No 2
Meq KHC8H4O4 = 0.3296/0.204 = 1.6156
Pesada No 3
Meq KHC8H4O4 = 0.3809/0.204 = 1.8671
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Determinación de carbonatos método directo
El procedimiento es prácticamente igual al ya visto para la titulación
de ácido clorhídrico
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Se pesan tres porciones de la muestra problema se vacían a un
matraz y se disuelven en agua, para posteriormente utilizar una
solución de HCl de una normalidad igual o próxima al 0.1000 N.
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También puede utilizarse el método denominado de una sola pesada
En este caso se pesan 10 veces más de muestra problema
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Ejemplo
Se pesan 1.9721 gs de la muestra problema y se disuelven y se llevan
hasta la marca utilizando un matraz aforado de 250 ml. De ahí se toman 3
alícuotas de 25 ml y se titulan con HCl previamente titulado
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Si la muestra problema es de K2CO3
Se calcula su meq
PM = 39 X 2 + 12 + 16 X 3 = 138
PE = PM / n = 138 / 2 = 69 g
por tanto meq = 69 / 1000 = 0.069
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Se debe tomar en consideración que los 1.9721g de carbonato de potasio
se disolvieron en 250 ml y de ahí se toman 25 ml en cada una de las
alícuotas, por lo tanto:
250 ml 1.9721g
25 ml X = 0.19721 g
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Aplicando la formula
% = meq X ml X N X 100/p
y sustituyendo los valores
% K2CO3= meq X ml X N X 100 / p
% K2CO3= 0.069 X 21.5 X 0.1100 X 100/0.19721=82.74
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% K2CO3= meq X ml X N X 100 / p
% K2CO3=0.069X21.9 X0.1100X100/0.19721 = 84.28
% K2CO3= meq X ml X N X 100 / p
% K2CO3=0.069X22.1 X 0.1100 X 100/0.19721= 85.05
% prom = 82.74 + 84.28 + 85.05 / 3 = 84.02
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En la formula utilizada para efectuar los cálculos anteriores puede
observarse que se multiplican los ml de HCl utilizados por la
normalidad de este ácido para obtene los meq de HCl utilizados hasta
llegar al punto de equivalencia
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Que serán los mismos que los de la muestra problema en este caso
K2CO3 y al utilizar el meq de el compuesto buscado se obtienen los
gramos que de este compuesto existían en la muestra objeto del
análisis
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Por lo tanto solo falta calcular el promedio
%prom = 82.74+ 84.28 + 85.05/3 = 84.02
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Determinación de carbonatos método indirecto o
retrotitulación
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La muestra como en el caso anterior se pesa y se lleva a un
volumen conocido y toman tres alícuotas a estas se les añade
ácido clorhídrico 0.1 N en exceso
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Se hierve durante algunos minutos con el objeto de eliminar el H2CO3 que
se encuentre en libertad
se adiciona luego fenolftaleina como indicador y se comienza a valorar el
HCl adicionado en exceso
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Para la valoración del HCl en exceso se utiliza una solución 0.1N de NaOH,
de esta manera se obtiene por diferencia la cantidad de ácido que
reaccionó con el carbonato y en consecuencia el carbonato presente en la
muestra problema.
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Ejemplo: Se desea encontrar el porcentaje de pureza de una
muestra de carbonato de potasio
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Se pesaron 0.2028 gramos de la muestra
se disolvieron en un matraz aforado de 250 ml luego se tomaron 3 alícuotas
de 25 ml y se les adicionó a cada una de ellas 40 ml de HCl 0.1100 N y se
titulo luego utilizando NaOH 0.1091 N
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% = meq X ml X N X 100 / p = 0.069 X 2.81 X 100 / 0.2028 = 95.6
% = meq X ml X N X 100 / p = 0.069 X 2.84 X 100 / 0.2028 = 96.6
% = meq X ml X N X 100 / p = 0.069 X 2.79 X 100 / 0.2028 = 94.9
% prom = 95.6 + 96.6 + 94.9 / 3 = 95.7 % de K2CO3
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% = meq X ml X N X 100 / p
% K2CO3 = 0.069 X 2.81 X 100 / 0.2028 = 95.6
% K2CO3 = 0.069 X 2.84 X 100 / 0.2028 = 96.6
% K2CO3 = 0.069 X 2.79 X 100 / 0.2028 = 94.9
% K2CO3 prom = 95.6 + 96.6 + 94.9 / 3 = 95.7 %
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Predicción de reacciones de neutralización
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En el caso de las reacciones de Neutralización estas se efectúan debido a
la formación de agua puesto que ésta es débilmente ionizable ya su
constante de ionización es 1X10 -14
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lo que significa que cuando existen iones Hidrógeno provenientes de un
ácido y iones oxidrilo provenientes de una base estos se unen para formar
el agua debido a la razón antes expuesta.
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Puesto que para que una reacción se realice algo debe salir del sistema
Y en este caso los H+
y –
OH salen en forma de H2O
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Cuando se habla de un cierto rango de pH en una muestra a analizar, por
ejemplo en una muestra de agua, orina, sangre, vinagre, una resina
sintética, una solución nutritiva, una muestra de suelo etc.
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Se refiere a la cantidad de iones hidrógeno u oxidrilo en libertad en el
material o medio analizado, no a la cantidad de iones hidrogeno u oxidrilo a
ser titulados.
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Ejemplo
Se cuenta con una muestra de ácido acético 1 M a la que se calcula
teóricamente el pH para luego constatarlo físicamente, ¿cual pudiera ser el
pH esperado?
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La reacción en medio acuoso es:
CH3COOH + H2O → CH3 COO-
+ H +
Utilizando la constante de equilibrio
Ki = 1.8 X 10-5
= [CH3COO-][H
+] / [CH3COOH]
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Ki = 1.8 X 10-5
= [X][X] / [1M] = [X2
] / [1M]
[X] = √1.8 X10-5
X [1M] = 0.00424
de donde [H+
] = [CH3COO-] = 0.00424
Y el pH será igual a:
pH = - log [H+] = -log [0.00424] = 2.37
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En el calculo anterior solo se han tomado en cuenta la concentración de
iones hidrógeno que se encuentran en libertad de acuerdo a la Ki = 1.8 X
10-5
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La [H+
] calculada es muy pequeña en comparación con los iones
hidrógeno que forman parte del grupo funcional (ácido)
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De manera practica el pH se mide en el laboratorio por medio de un
potenciómetro o con tiras medidoras del pH que cuentan con sustancias
indicadoras que permiten por medio de un cambio de coloración medir el
pH del medio
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Mientras que los Hidrógenos que forman parte del grupo funcional se
cuantificarían utilizando una base de concentración conocida como pudiera
ser el hidróxido de sodio 0.1M
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Análisis Volumétrico por oxido reducción
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En análisis Volumétrico por Oxido reducción, al igual que en el análisis
Volumétrico ácido base, se parte de una sustancia de concentración
conocida cuyo volumen se mide con la mayor precisión posible
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Esa medida se toma al obtener el punto de equivalencia puesto que en ese
preciso momento los miliequivalentes del titulante serán iguales a los
miliequivalentes presentes en la muestra problema.
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La diferencia básica entre procesos de neutralización y de oxido
reducción es el cambio de valencia que se presenta en la reacción
involucrada
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Puesto que existe una acción reciproca entre una sustancia oxidante y una
reductora en donde se produce un intercambio de electrones un elemento
los sede y el otro los recibe
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El valor de un peso equivalente se calcula dividiendo el peso molecular
entre los electrones que han intercambiado entre si los elementos que
intervienen en la reacción
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Por lo tanto en los métodos volumétricos por oxido reducción se
emplean soluciones valoradas de sustancias tanto oxidantes como
reductoras.
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La oxidación es el proceso en que un átomo, ion o molécula pierde uno o
más electrones
Mientras que la reducción implica ganancia de uno o más electrones
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Los reactivos utilizados en este tipo de análisis pueden ser entonces
agentes reductores que son sustancias que pierden electrones y por lo
tanto se oxidan
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O también agentes oxidantes que se caracterizan por la ganancia de
electrones y por lo tanto se reducen.
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Las reacciones de oxido reducción se presentan de manera simultanea,
por lo tanto este tipo de reacciones no se efectúan de manera
independiente por eso se habla de la concatenación de semi-reacciones
para dar lugar a una reacción de oxido-reducción.
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La transferencia de electrones de un lugar a otro constituye un flujo de
corriente eléctrica y es una cantidad definida de electricidad llamada
faraday y corresponde a la reacción de un peso equivalente gramo de una
sustancia dada
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La ley de Faraday indica que una cantidad definida de electricidad ( 96,492
culombios) está asociada con la reacción de un peso equivalente gramo de
una sustancia dada.
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Por lo tanto un faraday de electricidad es igual a 96,492 columbios y es
energía suficiente para transferir la cantidad de electrones que
corresponden a un equivalente gramo de una sustancia.
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Los procesos de óxido-reducción se encuentran por tanto estrechamente
ligados con la electricidad y la energía liberada por una reacción redox
puede usarse para efectuar trabajo eléctrico.
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La transformación se logra por medio de una celda voltaica (o galvánica),
un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo
de un camino externo, y no directamente entre los reactivos
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En la celda
el Zn se oxida y el Cu+2
se reduce:
En el ánodo (media reacción de oxidación)
en forma reducida Zn(s) + 2e Zn+2
(ac)
En el cátodo (media reacción de reducción) Cu+2
(ac) + 2e Cu(s)
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Los electrones quedan disponibles a medida que el zinc metálico se oxida
en el ánodo, luego fluyen a lo largo del circuito externo hasta el cátodo,
donde son consumidos conforme el cobre se reduce.
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Debido a que el Zn se oxida en la celda, el electrodo de zinc pierde masa y
la concentración de la disolución de Zn+2
aumenta con el funcionamiento
de la celda.
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De la misma manera el electrodo de Cu+2
disminuye conforme el
Cu+2
se reduce a Cu(s).
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En la celda Voltaica un vidrio poroso que separa los dos compartimientos
permite una migración de iones que mantiene la neutralidad eléctrica de las
disoluciones.
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Un puente salino cumple este propósito.
Pero ¿Qué es un puente salino?
Un puente salino es:
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Un tubo con forma de U invertida que contiene una disolución de un
electrolito, como NaNO3(ac) o KCl por ejemplo, cuyos iones no reaccionan
con los otros iones de la celda ni con los materiales de los electrodos.
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La separación del flujo de electrones permite la medición de este
último utilizando un voltímetro.
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Y la función del puente salino es conservar la electro-neutralidad
proporcionando una vía para el flujo de electrones entre las dos
soluciones.
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La diferencia entre dos electrodos se mide en unidades de volt.
Un volt (V) es la diferencia de potencial necesaria para impartir 1J de
energía a una carga de 1Coulomb (C):
1V = 1 J/C
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La diferencia de potencial entre los dos electrodos de una celda
voltaica proporciona la fuerza motriz que empuja los electrones a
lo largo del circuito externo.
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A la diferencia de potencial entre los dos electrodos de una celda
voltaica se le llama fuerza electromotriz o fem.
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La fem de una celda voltaica en particular depende de las reacciones
específicas que se llevan a cabo en el cátodo y en el ánodo, de las
concentraciones de los reactivos y productos y de la temperatura, que
comúnmente es de 25°C.
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Potencial de un electrodo (E0)
) para una sustancia dada es la medida de su
capacidad para oxidarse o reducirse, ya que tiene diferentes capacidades
de combinación con los electrones para reducirse, o para perderlos y
oxidarse.
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El potencial de oxidación se expresa en voltios y se refiere al
electrodo de hidrógeno, como electrodo normal, a 25°C.
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Ahora bien, visto de esta manera la fem es la diferencia entre dos
potenciales de electrodo, uno de ellos asociado al cátodo y el otro, con el
ánodo, y son llamados potenciales estándar de reducción.
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Los potenciales estándar de reducción, permiten conocer cuáles
reacciones pueden ser empleadas en titulaciones volumétricas, aunque
esto sólo puede decirse desde un punto de vista teórico.
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Debido a que en la práctica muchas de esas reacciones necesitan de la
ayuda de otros factores para acelerarlas y hacer que transcurran dentro de
los límite de tiempo que requiere el análisis cuantitativo.
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Algunos acuerdos (IUPAC )
sobre el signo de los potenciales del electrodo y la dirección en
que se deben escribir las semi-reacciones y la forma de expresar
la ecuación de Nernst
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Todos los potenciales de semicélula se referirán al electrodo
normal de hidrógeno, al que se asigna arbitrariamente un potencial
cero a cualquier temperatura.
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Las ecuaciones de las reacciones de semicélula deben escribirse en la
forma general
en donde Ox representa la especie oxidada y Red la especie reducida
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Mientras que ne es igual a el numero de electrones involucrados en la
semireacción, que siempre será tomada en ese sentido
Ox + ne → Red
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La semicélula Cr+++
+e- ↔ Cr
++ E
0 = -0.41
Lo anterior indica que el cromo con valencia tres es un reductor más fuerte
que el hidrógeno y por eso su potencial normal será negativo
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Mientras que en el caso de:
Cu+ + e → Cu E0 = 0.521
Lo que significa que
el cobre con una valencias es un oxidante más fuerte que el íon hidrógeno
y por esa razón el potencial es positivo
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La reacción total será espontánea si tiene un potencial estándar positivo
como es el caso del ejemplo que a continuación se presenta en donde los
reactantes se encuentran en estado patrón actividad unidad
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El que los reactantes se encuentran en estado patrón actividad unidad
significa que en las dos semireacciones intervienen metales puros en
concentración 1 molar en cuanto a su estado iónico se refiere
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Aplicando la siguiente formula
Erxn = E0
red – E0
ox
Donde E0
red = potencial del reductor
E0
ox = potencial del oxidante
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Cr+++
+ e- → Cr
++ E
0 = -0.41v
Cu+
+ e- → Cu
0 E
0 = 0.521v
Cr+++
+ Cu+
→ Cu0 + Cr
++ Erex = 0.111
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Para su predicción, las reacciones se dividen en:
Con cambios de valencia (oxido - reducción)
Sin cambios (no redox)
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En las reacciones de óxido-reducción se predice si una reacción puede
producirse
al calcular su potencial normal.
Cuando este resulta positivo como en el ejemplo anterior, nos indica que se
produce espontáneamente.
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En las reacciones de óxido-reducción la constante de equilibrio también
nos marca la intensidad de la reacción, sin embargo de estos datos no
existen tablas, sino que se calculan a partir de los valores de potencial
normal de las semi-reacciones involucradas.
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Las tablas de constantes de equilibrio, así como las de potenciales
normales en reacciones de óxido reducción, nos proporcionan los datos
que indican si una reacción se realiza o no, y con qué intensidad.
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Ejemplificando
En la Reacción Cu+2
+ Zn → Cu + Zn+2
los potenciales de acuerdo a las
tablas son:
Cu+2
+ 2e- → Cu E0
= +0.34V
Zn+2
+ 2e- → Zn E0
= -0.76 V
Aplicando la formula y sustituyendo
Erxn = E0
red – E0
ox = +0.34V - (-0.76 V) = 1.1
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Recuerde que:
en las tablas de potenciales normales siempre se encuentran en
forma reducida, debido a las reglas de IUPAC
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La ecuación de Nerst relaciona el potencial de una semireacción
con las concentraciones con que cuenta:
E = K – RT/nf ln [Red]/[Ox]
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En donde E es el potencial de la semireacción
R es igual a una constante que tiene un valor de 8,314 julios por grado
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T es igual a la temperatura absoluta
n el número de electrones que intervienen en la semireacción
F es igual a un Faraday (96.493 culombios)
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[ Red]=concentración molar, de la forma reducida
[Ox] = concentración molar de la forma oxidada
de las semi reacciones involucradas a una temperatura de 25 º C o 298 º K se utiliza
el factor 2,303 para efectuar la conversión de logaritmos naturales a decimales
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Con esta ecuación podemos calcular K de una reacción redox a partir del
valor de E0
de la reacción
E° = 0.059 log [Red]
n [Ox]
log Keq = nE0
_0.059
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Tomando en consideración que el potencial de un electrodo varía con las
concentraciones de las sustancias que reaccionan, para contar con una
base de comparación entre los distintos potenciales se define lo que se
tomará como estado patrón
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Una sustancia poco soluble como pudiera ser el cloruro de plata está en
estado patrón cuando la solución está saturada.
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Un gas está en estado patrón si se encuentra a la máxima concentración
posible bajo las siguientes condiciones a 0 º C o 273 º K y a una atmósfera
de presión.
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Un líquido o un sólido puros están en estado patrón o de actividad
cuando la Molaridad es igual a 1.
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Tomando en cuenta la ecuación de Nerst, cuando los reactivos se
encuentran en estado patrón o actividad unidad la relación entre las
concentraciones de lo que se oxida y reduce es: [Red]/[Ox] = 1/1= 1.
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Ási como en las reacciones de neutralización una base se puede valorar
utilizando un ácido y viceversa en las valoraciones de oxido-reducción un
agente oxidante se puede valorar con un agente reductor utilizando un
procedimiento semejante y también a la inversa
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el punto de equivalencia también se observa con un cambio de coloración
característico que indica que el medio en donde se encuentra le ha
permitido pasar de la forma oxidada a la forma reducida
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Entre los reactivos más utilizados en este tipo de análisis se encuentran
como oxidantes el permanganato de potasio, dicromato de potasio,
bromato de potasio, yodo y disoluciones en las que el cerio cuenta con
valencia 4
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Reactivos titulantes reductores se encuentran en arsenito de sodio, oxalato
de sodio, ácido oxálico, tiosulfato de sodio y las disoluciones ferrosas
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Los métodos de análisis volumétrico por óxido-reducción se han dividido
en varios grupos, a cada uno de los cuales se le denomina de acuerdo con
el reactivo empleado como base
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Los métodos oxidimétricos más importantes se dividen en:
Permanganimetría
Yodometría
Dicromatometría
Ceriometría
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En Análisis Volumétrico de Oxido reducción se utilizan de manera general
dos sustancias para la titulación de soluciones, el oxalato de sodio y el
óxido de arsénico (III).
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En este caso, también se parte de la medición del volumen de una
sustancia conocida cuya concentración se ha determinado de la manera
muy confiable y que por medio de un cambio se indica el punto de
equivalencia.
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De manera general se sabe que
C1V1 = C2V2
C1 = concentración a determinar
V1 = volumen de la sustancia a analizar
C2 = concentración del reactivo titulante V2 = volumen de reactivo
titulante
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V2 = gasto hasta el punto de equivalencia
meq1 = N1XV1
meq2 = N2XV2
N2XV2 = N1XV1
dos cantidades iguales a una tercera son iguales entre si
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En las reacciones de oxido - reducción existe un intercambio electrónico, y
el número de electrones que se intercambian entre la forma oxidada y
reducida del reactivo son los que se toman en consideración para el
cálculo de los equivalentes químicos
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Ejemplificando
para encontrar los gramos que se requieren para preparar una solución 1 N
de Permanganato de potasio se toma en consideración el medio en que se
efectuará la reacción.
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para una reacción de permanganato de potasio en medio ácido
MnO4- + 8H
++5e
- →Mn
+2 + 4H2O E
0 = +1.51 V
PM= 158.03
PEg = 158.03/ 5 = 31.606 g
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para una reacción de permanganato de potasio en medio alcalino o neutro
MnO4- + 4H
++3e
- →MnO2
+ 2H2O E
0 = +1.51 V
PM= 158.03
PEg = 158.03/ 3 = 52.677 g
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Por lo tanto para preparar una solución 1 N de de KMnO4 en medio ácido
se utilizan 31.606 gramos del reactivo químicamente puro por litro de
solución
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Mientras que si se utiliza en medio neutro o básico será necesario pesar
52.677 gramos del reactivo químicamente puro por litro de solución para
obtener una N=1
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Regularmente las concentraciones 0.1N son las que se utilizan en análisis
volumétrico, tal es el caso de las de Permanganato de Potasio, tiosulfato de
sodio, Dicromato de Potasio
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Para preparar 500 ml de una solución 0.1 N de permanganato de Potasio
cuantos gramos del reactivo se requieren pesar si la solución se empleará
en medio ácido
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Para una solución 1 N de KMnO4
1N 31.6 g 1000 ml = N = meq / ml
X 500 ml X = 15.8 g
Para una solución 0.1000 N de KMnO4
1N 15.8
0.1000 X = 1.58 g
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Otra manera de efectuar el cálculo sería:
N =__ g____
(pmeq) ml
pmeq = _158.04_ = 0.03168g
5 (1000)
g = (N) (pmeq) ml = (0.1) (0.03168) (500)= 1.584
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Regularmente las técnicas de preparación de soluciones de Permanganato
de Potasio recomiendan pesar de 1.6 a 1.8 gramos para preparar 500 ml
para luego valorar la solución utilizando un reactivo patrón primario
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Analizando esta nueva situación:
La técnica recomienda pesar 0.1 a 0.2 g de oxalato de sodio, Na2C2O4,
puro y seco. ¿Cuál es el rango de volumen de permanganato que puede
reaccionar con tales cantidades de oxalato?
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PM Na2C2O4 = 23 X 2 + 12 X 2 + 16 X 4 = 134 g
PE Na2C2O4 = 134 / 2 = 67
meq Na2C2O4 = 0.067 g
0.067 1 meq 0.067 1 meq.
0.1 g X = 1.49 0.2 X = 2.98g
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Si tomamos en cuenta que de 1.4925 a 2.9820 meq de oxalato son los que
reaccionan con el permanganato, entonces podemos decir que:
meq oxalato = meq permanganato
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Se sabe que la normalidad de la solución de permanganato es 0.1,
entonces podemos estimar más o menos el volumen que se gastará en la
determinación
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N = meq / ml de donde ml = meq / N
ml = 1.4925 /0.1 = 14.925 ml
N = meq / ml de donde ml = meq / N
ml =2.9850/0.1 = 29.85 ml
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¿Cuántos gramos de tiosulfato de sodio pentahidratado se requieren para
preparar 500 ml de una solución cuya concentración sea 0.1N, si la
reacción se lleva a cabo en medio ácido y se va a determinar la presencia
de yodo en una muestra?
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PM Na2S2O3 = 158.106 g/mol
Como se indica que el reactivo a utilizar es pentahidratado, entonces la
fórmula es Na2S2O3 • 5H2O
PM = 158.106 + 5(18.0158) = 248.185 g/mol
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Para poder calcular el valor de un meq debemos conocer cuáles son las
reacciones que se llevan a cabo y así poder determinar el flujo total de
electrones
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El tiosulfato se descompone en soluciones ácidas, formando azufre como
precipitado lechoso:
S2O3-2
+ 2H+
→ H2S2O3 H2SO3 + S(S)
El yodo oxida al tiosulfato al ion tretrationato:
I2 +2S2O3-2
→ 2I- +S4O6
-2
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Para entender mejor la reacción, es conveniente separarla en sus
semirreacciones:
I2 + 2e → 2I- (reacción de reducción)
2S2+2
+ 2e → S4+2.5
(reacción de oxidación)
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Pmeg = 248.185__ = 0.24818g
1 (1000)
N = __ g____
(pmeq) ml
g = NX pmeq) ml=(0.1) (0.24818) (500) = 12.409
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Las técnicas de preparación de soluciones de tiosulfato de sodio
recomiendan pesar 12.5g del reactivo para preparar 500ml de solución 0.1N
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Se recomienda valorar con una solución de yodato de potasio (KIO3), del
cual es recomendable pesar con la mayor precisión posible 0.15 g y
disolverlos en una solución de yoduro de potasio
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Calcule cuántos miliequivalentes contienen los 0.15 g de KIO3:
PM = KIO3 = 214.002 g/mol
Pmeg = 214.002 / 6 (1000) =0.03566 g
1 meq 0.03566 g
4.21 meq 0.15 g
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La cantidad de ml que se gastan para adicionar ese número de meq de
Na2S2O30.1N es de 42.1, ya que
N = meq/ml
ml = 4.21meq / 0.1 N = 42.1
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La reacción es:
KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3H2SO4 + 3 I2 + 3 H2O
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Estabilidad de las soluciones de tiosulfato de sodio
Estas soluciones tienen la característica de resistir la oxidación al contacto
con el aire
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Pero la descomposición se realiza más o menos rápido dependiendo de la
exposición a la luz del sol, la presencia de microorganismos y la
concentración de la solución
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Dicromato de Potasio
Es un reactivo patrón primario, por lo que para preparar las soluciones
basta con pesar lo más exacto posible la cantidad requerida para preparar
la solución con la concentración deseada.
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¿Qué cantidad de dicromato de potasio es necesaria para preparar 500 ml
de una solución 0.1 N?
Peso molecular K2Cr2O7 = 294.136 g/mol
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Para obtener el peso miliequivalente, examinamos el intercambio
electrónico
(Cr2O7) -2
+ 14 H+
+ 6e → 2Cr+3
+ 7 H2O
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También
Cr2+6
+ 3e- → 2Cr
+3
Como son dos átomos de cromo involucrados, entonces
Cr2+6
+ 6e-
→ 2Cr+3
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Vemos entonces, que existe un cambio de 6 electrones, por lo que el peso
miliequivalente será:
Pmeq = 294.136
6 (1000)
pmeq = 0.049022
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N = g____
Pmeq * V
g = (N) (pmeq) V
g = (0.1 N) (0.049022 g) (500ml)
g = 2.4511
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Ya que se trata de un estándar primario, no es necesario valorar la solución
preparada. La concentración puede obtenerse realizando los cálculos en
base a lo que se pesó de la sal.
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Las curvas de titulación en volumetría por óxido-reducción, al igual que en
el análisis volumétrico por neutralización, son útiles en la determinación
del punto de equivalencia
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Curva de titulación de Hierro utilizando Permanganato de Potasio
En las curvas de oxido-reducción regularmente se grafica el potencial del
sistema en este caso Fe++
- Fe+++
en relación a los ml del titulante KMnO4;
en este caso
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La reacción de oxido-reducción tenderá al equilibrio de las dos semi-
reacciones
Fe+2
+ Mn+7
→ Fe+3
+ Mn+2
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Y la solución tendrá un potencial dado por:
E = EºFe – 0.059/1 log [Fe++
]/[ Fe+++
]
O también por:
E = EºMn – 0.059 log [Mn+2
]/[ Mn+7
]
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Punto Inicial
Al inicio de la titulación en el matraz solo se encuentran los ml de la sal de
Fe+2
por lo tanto en la ecuación anterior se utilizará el potencial estándar
del par Fe++
- Fe+++
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Para que una técnica analítica se considere confiable la exactitud es de
0.1% por este motivo podremos suponer que la reversibilidad de la
reacción no excede más del 0.1% lo que significa que la proporción de Fe+
+ con respecto a la de Fe
+++ es de 1000 a 1
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el potencial en este punto se podrá calcular de la siguiente manera:
E = EºFe – 0.059 log [Fe++ ]/[ Fe+++] = 0.068 -0.059 log 1000/1 = 0.50 V
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Al matraz que contiene la solución de Fe+2
se le adicionan 10 ml. De la
solución 0.1N de KMnO4 con lo que se habrá adicionado 1 meq de KMnO4
que reacciona a su vez con un meq de Fe++
los que se habrán convertido a
Fe+++
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Por lo tanto sustituyendo se tendrá:
E = EºFe – 0.059 log [Fe++
]/[ Fe+++
]
E = 0.68 – 0.059 log [4 / 60 ]/[ 1/ 60] = 0.64
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Punto de equivalencia
En el punto de equivalencia se adicionan 50 ml de la solución 0.1N de
KMnO4 y en este punto prácticamente todo el Fe++
a pasado a Fe+++
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en este punto la concentración de reactantes y productos será:
[Fe+2
] = [ Mn+7
] = X
[Fe+3
] = [ Mn+2
] = 5 / 100 – X = 0.05 - X
la X se hace tender a cero
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la formula para el punto de equivalencia en este caso sería
E = Eº1 + 5Eº2 / 6 Sustituyendo
E = (0.68 + 1.51 X 5)/6 = 8.23/6 = 1.37
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Después del punto de equivalencia comienza a incrementarse la
concentración del Mn+7
y prácticamente la concentración del Mn+2
permanece estable.
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Los ml de KMnO4 totales son = 50.05
E = 1.51 – 0.059/5 log [Mn+7
]/[ Mn+2
]
E =1.51–0.059/5 log [0.05/100.05]/[ 5 / 100.05 ] =1.48
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Indicadores
Las sustancias que se emplean como indicadores para detectar el punto
de equivalencia pueden actuar de diferentes formas veamos las más
usuales.
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En las titulaciones de oxido - reducción se pueden emplear auto-
indicadores tal es el caso del permanganato de potasio, que al utilizarse en
exceso se puede observar su cambio de coloración de incoloro a rosa
fuerte.
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Otras sustancias reaccionan con una de las sustancias involucradas en la
reacción de titulación y produce un cambio de color en el punto de
equivalencia por ejemplo el almidón produce una coloración azul intensa
en presencia de yodo.
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También puede efectuarse la titulación empleando un potenciómetro de tal
manera que se pueda seguir el cambio de potencial a través de la titulación
y observar el salto brusco del punto de equivalencia.
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Existen indicadores también susceptibles a cambios perceptibles con el
cambio de potencial, son moléculas de naturaleza orgánica que sufren
cambios estructurales cuando se reducen o se oxidan tal es el caso de la
Ferroina
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Indicadores denominados externos por que no se adicionan al medio
donde ocurre la reacción sino que se prueba, por ejemplo el ferrocianuro se
utilizó para detectar el Fe+2
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Permanganimetría
El reactivo al que debe su nombre KMnO4
es un agente oxidante que se encuentra fácilmente en el mercado
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Sus estados de oxidación son algunos ya que se puede presentar con
valencia +2, +3, +4, +6, +7 no obstante se utiliza mucho con el paso en
medio ácido de valencia +2 a valencia +7.
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MnO4- + 8H
+ + 5 e
- → Mn
++ + 4H2O
Eº= +1.51 V
El paso de valencia +7 a valencia +4 ocurre a pH menos ácido
MnO4- + 4H
+ + 5 e
- → MnO2s + 4 H2O Eº = +1.70 V
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En medio muy alcalino el manganeso cambia de valencia +7 a +6
MnO4- + e
- → MnO2
-2 Eº = +54 V
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La reacción más común es la primera, sin embargo la segunda se presenta
y se debe de tomar en consideración por que es producto de
descomposición en soluciones preparadas
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Su presencia imprime más velocidad a la reacción de formación de este
compuesto por lo que las soluciones se deben filtrar para separarlo y evitar
de esta manera la descomposición de la solución.
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Determinación Permanganimétrica de Arsénico III
Para esta determinación se pesaron 2 g de muestra y se pide expresar el
resultado en miligramos y en porcentaje peso volumen en base a As2O3 y
además porcentaje peso volumen de As+3
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En la técnica de titulación del As2O3 el arsénico trabaja con valencia +3 y
pasa a valencia +5 en la titulación con permanganato de potasio, pero el
As2O3 es poco soluble y debido a esto se adiciona de manera controlada
HCl e NaOH
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El NaOH lo disuelve y el ácido que se forma se comporta como un ácido
con un solo átomo de hidrógeno el control se efectúa por medio de
indicadores
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Sin embargo la reacción es lenta en este medio y para incrementar su
velocidad se utiliza como catalizador yodato de potasio (KIO3)
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La reacción de transformación del trióxido de arsénico es la siguiente:
As2O3 → 2HAsO2 →2H3AsO4 + 4e-
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Por lo tanto el peso equivalente del trióxido de arsénico se obtiene al dividir
su peso molecular entre cuatro
Peg = PM/4 = 75X2 + 16X3 = 198/4 = 49.5
meq = 49.5 / 1000 = 0.0495 g
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Mientras que la reacción entre el ácido y el permanganato de potasio se
efectúa es la siguiente manera:
5HAsO2 + 2 MnO-4+ 6H
++ 2H2O → Mn
+++ 5H3AsO4
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Determinación Permanganimétrica de Hierro
La determinación de Hierro utilizando permanganato de potasio se efectúa
cuando el fierro se encuentra con valencia dos
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Por lo tanto el primer paso será convertir todo el Hierro presente en la
muestra problema a este estado de oxidación
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Sin embargo si se trata de un mineral de hierro con una mezcla de Fe en
forma de compuestos ferrosos y férricos se puede proceder determinando
con permanganato de potasio primero las sales ferrosas y luego
transformar las sales férricas a Ferrosas
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De esa manera se determinan los contenidos de las sales ferrosa y férrica,
pero si solo interesa conocer el contenido de hierro, se trata la muestra de
tal manera que todo el fierro presente se encuentre en forma ferrosa y
luego se titula
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La muestra problema se disuelve utilizando ácido y este puede ser el HCl y
en este caso se acostumbra emplear a temperatura alta como agente
reductor el SnCl2
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La reducción se ha efectuado por completo cuando desaparece el color
amarillo que comunican a la solución la presencia del ion Fe+3
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Con el objeto de asegurar la total reducción de los iones férricos se
adiciona un ligero exceso de cloruro estanoso que después deberá
eliminarse, y para ello se emplea cloruro de mercurioII con lo que se logra
oxidar el exceso de estaño.
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Reacción de reducción del Fe+3
→ Fe+2
Sn+2
+Fe+3
→ Sn+4
+Fe+2
Reacción de oxidación del Sn+2
→ Sn+4
2 HgCl2 + Sn+2
→ Hg2Cl2↓+ Sn+4
+2Cl-
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No debe adicionarse un gran exceso de cloruro estanoso porque el Hg2Cl2
puede reducirse hasta mercurio libre
La reacción es:
Hg2Cl2↓+ Sn+2
→ Hg + 2Cl- + Sn
+4
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Sin embargo como el precipitado de cloruro mercuroso es blanco y el
mercurio es negro, la presencia de un precipitado oscuro nos advierte que
se deberá correr de nuevo la muestra
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La solución de Zimmermann –Reinhardt se utiliza, para realizar la titulación
de fierro en presencia de cloro puesto que sus constituyentes permiten
una mayor exactitud en la determinación
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el sulfato manganoso evita el desprendimiento de cloro y por lo tanto la
cantidad de permanganato consumida corresponde al que se encuentra
presente en la solución
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Mientras que el ácido fosfórico (forma complejos incoloros con los iones
férricos) evita el color amarillo en la solución y por lo tanto el color rosa del
permanganato es mucho más fácil de detectar
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La reacción que se efectúa en esta determinación es:
5 Fe+2
+ MnO4- + 8 H
+ → 5 Fe
+2 + Mn
+2 + 4 H2O
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Se disolvieron 5 gs de la muestra en 250 ml de solución. Calcule el
porcentaje de Fe+3 y Fe2O3 en el total de la muestra del mineral que se
analizó
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Procedimiento.
Se tomaron tres alícuotas de 25 ml y se tituló utilizando KMnO4 0.1N el
gasto fue de 32.4 ml, 32.6 ml y 32.2 ml
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Para la resolución de este problema se empleará la siguiente fórmula:
% Fe2O3 = ml gastados X N X meq / gs multiplicado X 100
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% Fe2O3 = (32.4ml X 0.1N X 0.080 /0.5 gs)100 = 51.84
% Fe2O3 = (32.6ml X 0.1N X 0.080 /0.5 gs)100 = 52.16
% Fe2O3 = (32.2ml X 0.1N X 0.080 /0.5 gs)100 = 51.52
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% Fe2O3 prom = 51.84 + 52.16 + 51.52 = 51.84
% Fe+3
= (32.4ml X 0.1N X 0.056 /0.5 gs)100 = 36.29
% Fe+3
= (32.6ml X 0.1N X 0.056 /0.5 gs)100 = 36.51
% Fe+3
= (32.2ml X 0.1N X 0.056 /0.5 gs)100 = 36.06
% Fe+3
prom = 36.29 + 36.51 + 36.06 = 36.28 % Fe+3
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Yodometría y yodimetría
El Yodo es un reactivo muy utilizado en reacciones de oxido-reducción los
oxidantes fuertes transforman al ion yoduro a triyoduro y los reductores
fuertes lo convierten de triyoduro a yoduro
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Métodos directos o yodimétricos
se utiliza una disolución patrón de yodo para valorar reductores fuertes y el
medio comúnmente es débilmente ácido o neutro
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Indirectos o yodométricos
En estos métodos lo que ocurre es que los oxidantes se determinan
haciéndolos reaccionar con un exceso de yoduro; puesto que el yodo
liberado se titula en disolución débilmente ácida con un reductor patrón.
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Como puede observarse se habla del cambio del Yoduro a triyoduro y
viceversa, ya que el ion triyoduro es la especie principal en que se
encuentra el yodo en solución, sin embargo se acostumbra representar el
ion triyoduro por el I2
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El indicador por excelencia en estos métodos es el almidón el que se utiliza
casi al final de la titulación y produce una coloración azul característica
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El Yodo a su vez puede ser auto indicador ya que comunica una coloración
amarilla al medio
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Determinación Yodométrica de cobre
La determinación de sales de cobre en donde este trabaja con valencia dos
se titulan con tiosulfato de sodio 0.1N
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Se utilizan en este ejemplo 5.634 gs de la muestra problema y se afora a
250 ml la técnica sugiere la adición de 1.5 a 2.0 g de KI por alícuota de 25 ml
, para enseguida titular con la solución de tiosulfato de sodio 0.1N
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las reacciones involucradas son:
2Cu+2
+ 4I- → 2CuI↓ + I2
Si la sal fuera el Sulfato cúprico se tendría que:
2 CuSO4 + 4KI → K2SO4 +2 CuI↓+ I2
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El yoduro cuproso es insoluble, y el ion yoduro que reacciona con el cobre
se transforma en yodo y es el compuesto que se titula con el tiosulfato
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la reacción es:
2 Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + 2NaI
El meq del cobre será igual a 0.063 gs puesto que el cambio de valencia es
igual a uno.
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Calcule el % de cobre y sulfato de cobre presente en una muestra problema
cuando de esta se pesaron 5.634 gs enseguida se disolvieron en 250 ml, se
utilizaron alícuotas de 25 ml y se efectuaron tres repeticiones
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En la titulación los ml utilizados de Na2S2O3 0.1000N fueron 32.4ml,
32.6ml y 32,2 ml.
PM CuSO4 = 63.5 + 32 + 16 X 4 = 159.5
PA Cu+2
= 63.5
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Como puede observarse en las reacciones anteriores el cambio de valencia
del cobre es de +2 a +1 y por lo tanto el meq del cobre será igual a 0.0635 y
el de
CuSO4= 0.1595.
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Para la resolución de este problema se empleará la siguiente fórmula:
% = ml gastados X N X meq / gs multiplicado X 100
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%Cu+2
=(32.4ml X0.1NX0.0635/0.5634 gs)100 = 36.52
%Cu+2
=(32.6ml X0.1NX0.0635/0.5634 gs)100 = 36.74
%Cu+2
=(32.2mlX0.1NX0.0635 /0.5634 gs)100 = 36.29
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%Cu+2prom=(36.23+36.45+36.29) / 3 = 36.23 % Cu +2
%CuSO4=(32.4mlX0.1NX0.159/0.5634 gs)100 = 91.53
%CuSO4=(32.6mlX0.1NX0.159 /0.5634 gs)100 = 92.00
% CuSO4=(32.2mlX0.1NX0.159/0.5634 gs)100 = 90.87
% CuSO4prom =(91.53 + 92.00 + 90.87)= 91.4 % Fe+3
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Dicromatometría
El dicromato de potasio es un oxidante utilizado en reacciones de
oxidoreducción y requiere del uso de indicadores dentro de los cuales se
puede enumerar, la difenilamina, la difenilbencidina, difenilaminosulfonato
de bario.
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El método se emplea sobretodo para la determinación de fierro, se requiere
que este se encuentre en forma de sales ferrosas y la reacción que se
efectúa es:
Cr2O7-2
+14 H+
+ 6 Fe+2
→2Cr+3
+ 6 Fe +3
+ 7H2O
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Como podrá observarse en la reacción anterior el cromo pasa de valencia
+6 a +3 por lo tanto el cambio de valencia es igual a 3 por cada uno de los
cromos y como estos son dos el cambio total es igual a 6
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Por lo que para calcular el peso equivalente se dividirá el peso molecular
entre 6.
PEg K2Cr2O7= 294 /6 = 49 g
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En este caso también es necesario reducir el fierro III a fierro II para lo cual
se utiliza el estaño y enseguida el mercurio para neutralizar el exceso de Sn
con valencia dos las reacciones son las mismas que ya se vieron en
parmanganimetría.
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La reacción de reducción del Fe+3
→ Fe+2
es la siguiente:
Sn+2
+Fe+3
→ Sn+4
+Fe+2
La reacción de oxidación
del Sn+2
→ Sn+4
es la siguiente:
2 HgCl2 + Sn+2
→ Hg2Cl2↓+ Sn+4
+2Cl-
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No debe adicionarse un gran exceso de cloruro estanoso porque el Hg2Cl2
puede reducirse hasta mercurio libre, sin embargo como el precipitado de
cloruro mercuroso es blanco y el mercurio es negro
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La presencia de un precipitado oscuro nos advierte que se deberá correr de
nuevo la muestra.
La reacción es:
Hg2Cl2↓+ Sn+2
→ Hg + 2Cl-
+ Sn+4
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Se pesó una muestra de 5.423 gs del mineral de fierro y se disolvió
utilizando ácido clorhídrico y se llevó a un volumen de 250 ml y de ahí se
tomaron alícuotas de 25 ml. Para efectuar la titulación
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%=ml gastadosXNXmeq/gsmultiplicado X 100
%Fe+2
= 30.17X0.1050X0.056/5.423=0.0327X100 %Fe+2
= 32.70% Fe+2
%Fe2O3= 30.17X0.1050 X 0.080/ 5.423 =0.04672X100
%Fe2O3 = 46.72
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Análisis Volumétrico por Precipitación
En este tema se tratan los métodos que tienen como base la formación de un compuesto insoluble y por esto se le
denomina volumetría por precipitación y en ella se aprovecha el que los reactivos que intervienen en la reacción
son sustancias solubles de las cuales conocemos su volumen y dentro de los productos se forma la sustancia
insoluble y como de todos es sabido Toda reacción química cuenta con un cierto grado de irreversibilidad. Por
tanto, la formación y dilución de precipitados depende de la constante de producto de solubilidad
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Análisis Volumétrico por Precipitación
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En este tema se tratan los métodos que tienen como base la formación de
un compuesto insoluble y por esto se le denomina volumetría por
precipitación
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Los reactivos que intervienen en la reacción son sustancias solubles de las
cuales conocemos su volumen y dentro de los productos se forma la
sustancia insoluble
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Debido a que toda reacción química cuenta con un cierto grado de
irreversibilidad. la formación y dilución de precipitados depende de la
constante de producto de solubilidad
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La constante de producto de solubilidad (Kps) es un dato experimental
obtenido a una temperatura constante, el cual nos indica en moles2
/ lt2
, el
producto de las concentraciones de los iones que saturan un litro de
solución
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Para comprender la base sobre la que descansan la formación y la dilución
de precipitados, no perdamos de vista el significado de solubilidad de una
sustancia.
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Recordemos que solubilidad es la cantidad máxima que de una sustancia
puede admitir el solvente en condiciones de temperatura previamente
definidas
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Kps > PI La solución es no saturada.
Kps = PI La solución es saturada.
Kps < PI Comienza la precipitación
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La Volumetría por precipitación tiene como principales reactivos los
compuestos que tienen como componente la plata, y es por esto que se le
conoce como argentometría
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Fue utilizado por primera vez por el científico francés Gay – Lussac en
1832, el no utilizó sustancias indicadoras solo se guiaba, por la ausencia o
formación del precipitado
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Después de más de 20 años Mohr utilizó el cromato de Potasio como
indicador incrementando de esta manera la eficiencia en la observación del
punto de equivalencia
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Esta técnica se aplicó a la determinación de iones cloruro principalmente
empleando nitrato de plata y como indicador cromato de potasio
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La limitante para el uso de esta metodología lo constituyen principalmente
las sustancias indicadoras que aún no son muy numerosas
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Siendo estas técnicas mucho menos numerosas que las ácido base o de
oxido reducción
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Las reacciones efectuadas en el método de Mohr son:
AgNO3+NaCl→AgCl↓ +NaNO3
Kps = 1.8 X 10-10
AgNO3 +K2CrO4→Ag2CrO4↓ +2KNO3
Kps = 2 X 10 -12
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La Kps del cromato de plata es menor que la del cromato de potasio pero al
calcular la concentración de los iones involucrados en la reacción muestra
que se requiere una concentración ligeramente mayor para la precipitación
del cromato de plata que para la del cloruro de plata
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Y se observará primero un precipitado blanco de AgCl y después del punto
estequiométrico aparece un precipitado rojo ladrillo que marca el fin de la
primera reacción y el inicio de la segunda
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Dentro de los factores que afectan la solubilidad de los compuestos se
debe mencionar la temperatura, el solvente, la presencia de otros iones en
la solución, y el pH
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En este caso al igual que en las técnicas analíticas ácido base no existe
cambio de valencia por lo que el valor de los equivalentes se obtienen de la
misma forma
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por ejemplo para calcular los mili equivalentes AgNO3 y NaCl se dividirá
entre uno el peso molecular correspondiente
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El Peso molecular del nitrato de plata es igual a 168 g y esto es lo que se
requiere para preparar un litro de una solución 1N o 1M puesto que para
calcular el peso equivalente, se dividiría el peso molecular entre uno
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Si se requieren la preparación de 250 ml de AgNO3 0.1N podremos utilizar
un conjunto de reglas de tres para efectuar el cálculo
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1M 168g 16.8 1000
0.1M X = 16.8 g X 250 X = 4.2 g
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La técnica que se empleará en el laboratorio sugiere pesar un poco más de
esta sal 4.35g y titular empleando cloruro de sodio químicamente puro.
¿Cuanto de este se debiera pesar?
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Recuerde que en el punto de equivalencia los meq del NaCl serán los
mismos y que para minimizar errores el volumen a utilizar en la
determinación del punto estequiométrico es de alrededor de 20 a 30 ml
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Los meq en 20 ml de AgNO3 0.1N
Meq AgNO3= 20 ml X 0.1 = 2 AgNO3
Meq AgNO3 = 30 ml X 0.1 = 3 AgNO3
gramos de NaCl en el rango establecido 2-3 meq de NaCl = 2 – 3 meq de
AgNO3
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PM NaCl = 23 + 35.5 = 58.5 g = PEg NaCl
1 meq = 58.5 / 1000 = 0.0585 g
2 meq = 0.0585 X 2 = 0.117 g
3 meq = 0.0585 X 3 = 0.1755 g
La técnica recomienda de 0.1 a 0.2 g
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Si el analista pesó exactamente 0.1652 g calcule cual es la normalidad de la
solución si se gastaron en la titulación 27.5 ml.
Aplicando la fórmula N = gs/ meq X ml
N= 0.1652 g / 0.0585 X 27.5 ml
N = 0.1652 / 1.6087 = 0.1027 N AgNO3
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Las curvas de titulación para técnicas analíticas volumétricas por
precipitación son muy similares a las ya vistas en el tema de volumetría
ácido base, pero en el punto de equivalencia el valor de la Kps es la que se
toma en consideración
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Después de éste punto la concentración de iones planta influirá en la
concentración de iones cloruro presentes en el medio. En este caso se
toma en consideración el potencial ya sea del anión o del catión de acuerdo
lo que se desea detectar
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Para construir la curva de titulación se utilizan 50 ml de la solución de NaCl
0.1N y una solución de 0.1N de AgNO3 Construya una curva de titulación
obteniendo en este caso el potencial cloruro
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La reacción que se efectúa es:
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + Na+
+ NO-3
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Punto inicial
En este punto solo existen los meq de NaCl que se han adicionado con los
50 ml de la solución 0.1N en este punto todavía no ocurre ninguna reacción
entre el ion plata y cloruro
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y por lo tanto existen 5 meq de NaCl
N = meq/ ml de donde meq = N X ml = 50 ml X 0.1N = 5 meq NaCl
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Cuando se adicionaron 20 ml de la solución de AgNO3
Los equivalentes adicionados son :
meq = N X ml sustituyendo
Meq AgNO3 = 0.1N X 20 ml = 2 meq AgNO3
meq NaCl = 5 meq NaCl – 2 AgNO3 = 3 NaCl
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El Cloruro de sodio es una sal fuertemente ionizable de donde Cl- se
encuentran prácticamente en libertad y su concentración es igual a la
cantidad de los mismos entre el volumen total
N Cl- = 3meq / 70 ml = 0.04285
pCl = - log [Cl- ] = - log [0.04285] = 1.36
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Punto de equivalencia
En este punto se han adicionado ya 5 meq de nitrato de plata y por lo tanto
el
ion plata a reaccionado con otros 5 meq de cloruro para formar 5 meq de
cloruro de plata
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La reacción que se efectúa es:
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + Na+ + NO-3
Por lo tanto:
Kps = 1.8 X 10 – 10
= [Ag+][ Cl-] = [X][X] = X2
= √ 1.8 X 10 – 10
=1.34 X 10 –
5
pCl-= - log [Cl
-] = - log [1.34 X 10
-5] = 4.87
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Después del punto de equivalencia
Se incrementa la concentración de iones plata y estos por efecto de ion
común inciden sobre la concentración de iones cloruro
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NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + Na+ + NO-3
AgNO3→ Ag+ + NO-3
De acuerdo al principio de Lechatelier la reacción se hace más completa
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Kps=1.8 X 10 – 10
= [Ag+
][ Cl-] = [10X0.1/110][X]
[X] =1.8 X 10 – 10
/ [10 X 0.1/ 110]
[X] = 1.8 X 10 – 10
/ [9.09X 10 -3
]
X = 1.9X 10 -8
pCl = -log [1.9X 10 -8] = 7.72
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Indicadores
Se utilizan el Cromato de Potasio método de Mhor
las sales Férricas método de Volhard indicadores de adsorción en el
método de Fajans
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Método de Mhor
se puede emplear con éxito a un pH que va de 6 a 10 ya que a un pH más
ácido se forma el ácido HCrO-4 que tiene una Ki 3.2 X 10
-7, lo que le
permite formarse a pH francamente ácidos
H+
+ 2CrO4-2
→ 2HCrO4- → + Cr7O4
-2 + H2O
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Al disminuir la concentración de iones cromato en el medio incrementa la
cantidad de iones plata que se requieren para que la precipitación de
cromato de plata se pueda lograr
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lo que trae como consecuencia un error en la titulación cuando el
pH es por arriba de diez se precipita la plata formando óxidos de
plata
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Esta Técnica denominada método de Mhor se puede aplicar a las
determinaciones de bromuros y también de cianuros en soluciones
ligeramente alcalinas
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En el caso de yoduros y de el tiocianato no se puede emplear una titulación
directa debido a los efectos de adsorción ni se puede utilizar en la
valoración de soluciones de nitrato de plata
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Aunque en el último caso se lograr su determinación, por titulación
indirecta utilizando un exceso HCl de concentración conocida y después
se retrotitla utilizando el cromato de potasio como indicador
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El porque precipita primero el AgCl y después el Ag2CrO4 se debe a la
cantidad que necesita cada una de estas sales para dar comienzo a su
precipitación
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Kps = 1.8 X 10 – 10
= [Ag+][ Cl-] = [X][X] = X2
X = √ 1.8 X 10 – 10 =1.34 X 10 – 5
Kps Ag2CrO4 = 1.9 X 10-12
→ [2Ag+
]2
[ CrO4-2
]
1.9 X 10-12
= [2X] 2
[X] = 4X3
= 3√ 1.9 X 10-12
/4
X = 7.8 X 10– 5
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Método de Volhard
Volhard descubrió un método por medio del cual se determina la plata en
forma directa empleando una solución de concentración conocida de
sulfocianuro de potasio y se forma un precipitado de AgSCN
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La Kps del KCNS= 1.0 X 10-12
se emplea como indicador una sal férrica con el objeto de que el fierro
presente en la solución reaccione con el sulfocianuro para dar como
resultado un ion complejo color rojo.cuya Kf es 1 X 10 2
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El método de Volhard Sirve también para determinar Cl- por retrotitulación
empleando un exceso conocido de AgNO3. Primero se forma el precipitado
de cloruro de plata y éste se separa por precipitación
Ag+ Cl- → AgCl ↓
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El exceso de plata se titula utilizando el sulfocianuro de potasio KCNS en
presencia de una sal férrica que trabaja como indicador
Ag+ + SCN- →AgSNC↓
Fe+3
+ SCN-→ Fe(SCN)
+2 rojo
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Es aconsejable que se realice en un medio ácido para evitar la hidrólisis del
Fe+3
lo que es una ventaja si se recuerda que con el método de Mhor, la
reacción no debe realizarse a un pH por debajo de 6.
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Los bromuros y yoduros también pueden determinarse utilizando éste
método y como sus sales de plata son más insolubles que el sulfocianuro
de plata no es necesario separar el precipitado, como se requiere en la
determinación de cloruros
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En la determinación de cloruros se puede utilizar nitrobenceno (C6H5NO2)
el cual se adiciona poco a poco y se agita con el objeto de que este recubra
al cloruro de plata antes de la retrotitulación aislandolo de manera eficiente
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Método de Fajans
Fajans encontró que algunos compuestos orgánicos como la Fluoresceína
podrían servir como indicadores para las titulaciones con nitrato de plata
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La explicación de su eficiencia
Las partículas de AgNO3 finamente divididas tienden a adsorber a algunos
iones cloruro que en ese momento se encuentran en exceso
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Por lo que las partículas de AgCl se encuentran cargadas negativamente, lo
que atraen a los iones positivos de la solución formando una nueva capa
de adsorción cuya fuerza de atracción es menor que el de la primera
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Pero al seguir adicionando AgNO3 llega un momento en que los Ag+
están
en exceso y desplazan a los Cl- de la primer capa de adsorción y entonces
las partículas se cargan positivamente
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Por lo que la fluoresceína que es un ácido orgánico débilmente ionizable es
atraída a la superficie del cloruro de plata, la fluoresceína se representa
como HFI y en estado ionico FI-
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La unión de fluoresceína con los iones planta en la superficie del NaCl ↓
blanco
cambia a un color rosa con lo que se aprecia el punto estequiométrico de la
reacción
el pH que debe existir en el medio va de 7 a 10
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Factores a considerar en Indicadores de Adsorción
Mientras más superficie presente el precipitado que se está formando será
mayor la adsorción de los iones y del indicador en la superficie y por lo
tanto la respuesta es más visible
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Es por esto que se debe favorecer que las partículas formadas sean
pequeñas y se debe evitar que el precipitado coagule al formar partículas
muy grandes
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Para evitar la coagulación pueden utilizarse coloides de protección, como
pudiera ser la dextrina
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El pH es un factor de suma importancia ya que los indicadores de
adsorción son ácidos o bases débiles por lo que su ionización debe
favorecerse utilizando el pH más adecuado
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El grado de adsorción de los diferentes indicadores con respecto al
precipitado de que se trate debe de tomarse en consideración porque la
adsorción se debe dar principio un poco antes del punto de equivalencia
para que se incremente al llegar a ese punto
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El enlace no debe ser demasiado fuerte por que puede lograr desplazar al
ion que se adsorbió en
la capa primaria antes de que se alcance el punto de equivalencia
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Por ejemplo la eosina puede utilizarse como indicador en la titulación con
nitrato de plata de yoduros o bromuros por que es más fuerte la fuerza de
atracción entre ellos que la que se logra con los cloruros y obviamente en
este caso no es posible utilizarlo
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La carga del ion indicador debe ser diferente a la del ion que se adiciona
como titulante para que la adsorción se efectúe cuando exista un exceso de
este reactivo
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Por eso la fluoresceína se utiliza como indicador en una titulación
en que el reactivo titulante es el nitrato de plata
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En este ejemplo se utilizará como indicador un ml de cromato de potasio al
5% el peso de la muestra fue de 2.324 gs y la muestra problema se
solubiliza y afora a 250 ml utilizando agua libre de cloruros
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Se toma una alícuota de 25 ml y como reactivo titulante se utiliza el nitrato
de plata 0.1M.
La concentración alta de K2CrO4, puede dificultar el apreciar el cambio de
coloración en el punto de equivalencia
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Qué concentración de Cromato de potasio se está suguiriendo de acuerdo
a la técnica antes descrita?.
100ml de sol. 5gs
1 000 ml X = 50 gs
PM K2CrO4 = 39X2 + 52 + 16 X 4 = 194 gs
1M 194 g
X 50 g X = 0.257 M
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De esta solución se adiciona solo 1 ml a 25 ml de la muestra problema
Por lo tanto la concentración será igual a:
M1V1 = M2 V2 de donde M2 = M1V1 / V2 = 0.257M X 1 ml / 25 = 0.0103 M
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La concentración de Cromato de Potasio que se suguiere utilizar varía de
0.005 a 0.01 M, por lo tanto la concentración señalada por la técnica se
encuentra en el limite superior
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Se pesó una muestra de 2.324 gs de una presentación comercial de NaCl y
se disolvió para llevarse luego a un volumen de 250 ml y de ahí se tomaron
alícuotas de 25 ml.
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Para efectuar la titulación se gastaron 34.5, 34.7 y 34.3 ml de AgNO3 0.1028.
Calcule los gramos de ion cloruro en la muestra empleada así como el % en
que éste se encuentra
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Para calcular los gramos de Cl.- en cada una de las alicuotas se utiliza la
formula
N = meq / ml de donde meq = N X ml
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Sustituyendo
meq Ag+ = N X ml = 0.1028 X 34.5 = 3.5456
de donde
3.5456 meq de Ag+ = 3.5456 meq de Cl-
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Si un meq de Cl-= 0.0355 cuantos gramos de este ion existen en la
solución.
1 meq de Cl- 0.0355
3.5456 meq de Cl- X
X = 0.1259 gs en 25 ml.
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por lo tanto en 250 ml se encontraran 1.2586 esto se calcula por medio de
una regla de tres directa
25 ml 0.12586
250 ml X
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Y por medio de otra regla de tres se calcula % en que se encuentra en la
muestra problema
2.324 gs 100
1.259 gs X X = 54.17 %
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Otra manera de resolver este problema es utilizando la siguiente fórmula
gs = # de meq X valor en gs de un meq
Alícuota 1
gs = # de meq X valor en gs de un meq = 3.5456 X 0.0355 = 0.12586 g/25ml
Cl-
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Alícuota 2
gs = # de meq X valor en gs de un meq = 3.567 X 0.0355 = 0.1266 g/25ml Cl-
Alícuota 3
gs = # de meq X valor en gs de un meq = 3.526 X 0.0355 = 0.1251 g/25ml Cl-
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gs= # de meqXvalor en gs de un meq = 3.526 X 0.0355 = 0.1251 g/25ml Cl-
Por lo tanto el promedio será:
gs Cl- = 0.1259g + 0.1266g + 0.1251g
gs Cl- = 0.3776 / 3 = 0.1259 g/25ml Cl
-
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Sin embargo 0.1259 g es la cantidad de ion cloruro presente en 25 ml
mientras que el total de la muestra se disolvió en 250 ml por lo que al
multiplicarse por 10 se obtiene el total de gs de ion cloruro presentes en la
muestra problema
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por medio de una regla de tres.
25 ml 0.1259g
250 ml X = 1.259
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Para calcular el porcentaje se tiene:
2.324 gs 100 %
1.259 X = 54.17 % Cl-
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Análisis Volumétrico por formación de iones complejos
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La formación de iones complejos sembró la duda en los científicos del
siglo pasado, respecto a como se unían las diferentes elementos que
forman un compuesto, ya que la unión que se advierte entre ellos no
concordaba con las valencias que comúnmente emplean
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La teoría de coordinación de Warner menciona que la mayoría de los
elementos presentan dos tipos de valencia, y se denominan valencia
primaria y valencia secundaria
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El primer tipo corresponde al número de oxidación y la segunda al número
de coordinación del elemento, por ejemplo en el caso del Co este tiene una
valencia primaria 3 y una valencia secundaria 6
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Se acostumbra representar de la siguiente forma [Co(NH3)6]Cl
de esta manera se indica que el ion cloro no forma parte del complejo pero
estabiliza las cargas mientras que el complejo estará formado por el
cobalto y el amonio
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Las moléculas o iones que rodean al metal se denominan ligandos,
regularmente cuando la valencia del metal es 1 el número de coordinación
es 2 cuando la valencia es 2 el número de coordinación es 4 y cuando la
valencia es 3 el número de coordinación es 6
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La reacción que origina un complejo puede considerarse como una
reacción ácido base de Lewis en la que el ligando actúa como base,
donando un par de
electrones al catión, que funge como ácido
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Para que la reacción de formación de iones complejos pueda utilizarse en
titulaciones volumétricas se requiere que la constante de formación del
compuesto sea grande regularmente mas de 10 8
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Por ejemplo el ion cobre con valencia dos reacciona con el amoniaco
formando un complejo de color azul intenso de la siguiente manera:
Cu+2
+ 4NH3 → Cu(NH3)4+2
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En este tipo de compuestos la reacción tiene lugar en varios pasos y a
cada una de ellas corresponde una constante de equilibrio
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Para este caso la reacción se efectúa en cuatro pasos y para
calcular la constante global de la reacción se multiplican entre si
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Kf = K1K2K3K4 = 8.1 X 10 12
Kf = [Cu(NH3)4+2
]/[ Cu+2
][ NH3]4
Los ligandos se denominan monodentados si solo cuentan con un par
electrónico sin compartir como en el caso del :NH3
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NH3 mientras que se denominan bidentados a los ligandos que
poseen dos grupos capaces de formar dos enlaces con el metal
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Como este es el caso de la etilendiamina en donde los dos átomos
de nitrógeno tienen un par de electrones sin compartir
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Al reaccionar 2 moléculas de etilendiamina con un átomo de cobre con
valencia 2 forman un par de anillos denominados quelato, por lo tanto la
molécula orgánica es el agente quelante y el compuesto formado se
denomina quelato
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Las aplicaciones que en Química Analítica tienen los agentes quelantes en
titulaciones volumétricas ha ido creciendo a través de los años
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Dentro de los reactivos más utilizados se encuentra el ácido etilen diamino
tetraacético AEDT que es un ligando hexadentado, que se puede coordinar
mediante sus dos nitrógenos y sus cuatro grupos carboxílicos
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Los reactivos que se utilizan en el laboratorio para la preparación de
soluciones tienen una concentración bien definida y se presentan
regularmente en estado sólido o en soluciones concentradas
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Preparación de una solución de AEDT 0.01M
Regularmente se emplea la sal disódica del ácido etilen diamino
tetraacético, la relación en cuanto a la reacción es de uno a uno
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Por lo tanto la reacción se efectúa entre una molécula del reactivo y un ión
del metal, la formula condensada de la sal es Na2N2O8C10H14.2H2O
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De aquí se calcula el Peso Molecular para saber la cantidad de la sal que se
requiere para la preparación de un litro de solución 0.01M
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PM =23X2+14X2+16X8+12X10+14X 1 + 18 X 2 = 372 g
por lo tanto si la solución a preparar es 0.01M se tiene que:
1 M 372g
0.01M X = 3.72 g
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Si se requiere de la preparación de 500 ml
1000 ml 3.72 g
500 ml X = 1.86g Na2N2O8C10H14.2H2O
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La técnica que se sigue en el laboratorio recomienda pesar 1.8610 g libre
de humedad el reactivo puede utilizarse como patrón primario, lo que se
puede lograr si esta se ha desecado a 80º C
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Las curvas de valoración son útiles para efectuar la elección del mejor
indicador paraeste caso y se toma en cuenta el potencial del metal (pM) en
el punto de equivalencia y el pH del medio
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Para la elaboración de la curva de titulación con la que se ejemplifica se
toman 50 ml de una solución de nitrato de calcio 0.0100 M y se titula con
una solución de AEDT (Na2N2O8C10H14.2H2O ) 0.0100 M a un pH= 10
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En este caso la solución es molar por lo que la formula que se utiliza para
el cálculo de los milimoles de las sustancias involucradas en la reacción es
M = moles / lt o M = mmoles/ml
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Punto Inicial
Mmoles Ca+2
= 50 ml X 0.01 = 0.5
de donde M = 0.5/50 = 0.01
pCa = - log [Ca+2
] = - log [0.01] = 2.0
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Adición de 40 ml de AEDT
mmoles ADET = 40 X 0.01 = 0.4 milimoles
mmoles [Ca+2
]= 0.5 – 0.4 = 0.1
M = 0.1/ 90 = 0.0011
pCa = - log [Ca+2
] =- log[0.0011] = 2.95
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En el Punto de equivalencia
En este punto los mmoles de los reactivos involucrados serán los mismos
es decir 5.0 mmoles del ion calcio y 5 mmoles de AEDT y por lo tanto se
habrán formado 5 mmoles del ion complejo
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De los reactivos presentes en el medio solo existirán en libertad los
necesarios para cumplir con la constante de estabilidad a la temperatura a
que se realiza la reacción
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Kf = 2X1010
= [My2
] / [X][X] = [My2
] / [X2
]
[ X2
] = [My2
] / 2X1010
[ X ] = √ [My2
] / 2X1010
[ X ] = √ 0.005/ 2X1010
= 5X10-7
= [Ca+2
]
p Ca+2
= - log [Ca+2
] = - log [5X10-7
] = 6.3
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Después del Punto de equivalencia
el exceso de EDTA adicionado aporta lo que por efecto de ión común incide
en la concentración de los iones calcio en libertad
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mmoles EDTA = 50.1 X 0.01 = 0.501 milimoles
mmoles EDTA= 0.501–0.5=0.001M=0.001/ 101 mmoles EDTA = 9.9 X 10 -6
ADET
[MY-2
] = 0.5/ 100 = 0.005
Kf = [MY-2
] / [Ca+2
] [Y] = 2 X 1010
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Sustituyendo
Kf = 2 X 1010
= [0.005] / [0.001] [Ca+2
] despejando
[Ca+2
] = [MY-2
] / Kf [0.5]/ 2 X 1010
[9.9 X 10-6
] [Ca+2
] = 0.005/1.98X105 =
2.5 X 10-8
pCa = - log [Ca+2
] = - log. [2.5 X 10-8
]= 7.59
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En la elección del indicador se toma en consideración el (pM) y (pH), la
cantidad utilizada debe ser lo más pequeña posible por que de esta manera
se percibe mejor el cambio de coloración en el punto de equivalencia
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Estos indicadores son de naturaleza orgánica, debe cuidarse que el
complejo formado no sea demasiado estable y que el pH a que se efectúa la
reacción no minimice la efectividad de la observación
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Puede minimizarse la efectividad del indicador Debido a la reacción que
posiblemente pudiera tener este con los iones hidrógeno presentes o la
coloración que a su vez pudiera darse por efecto del pH
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Uno de los indicadores más comúnmente utilizados es el eriocromo T o
negro de erio-cromo que pertenece al grupo de colorantes
dihidroxidinaftilazóicos, en donde los hidrógenos proceden del grupo -
HSO3 y los pertenecientes a los oxhidrilos
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para utilizar el negro de eriocromo se recomienda hacer una mezcla del
indicador en polvo y de cloruro de sodio en la proporción de 1 a 100 y en la
titulación se emplean pequeñísimas cantidades del orden de 2 a 3
decigramos
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La murexida es una sal de amonio del ácido purpúrico en medio alcalino
forma compuestos coloridos, por ejemplo en la determinación de calcio a
un pH ≈ 12 este compuesto de color rosado a violeta
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El murexida también se utiliza en las determinaciones de níquel, cobre y
cobalto con valencia 2 y Ce con valencia 3 con ellos forma complejos cuyo
color va del amarillo al azul violáceo
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Dentro de los reactivos que pueden utilizarse en la formación de iones
complejos destaca el EDTA puesto que es un reactivo que
independientemente de la carga del catión la reacción siempre se efectuará
respetando la relación 1
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Observe la relación 1 a 1
Ag+
+ Y-4
→ AgY-3
Zn++
+Y-4
→ ZnY-2
Ca++
+Y-4
→ CaY-2
Al+++
+Y-4
→ CaY-
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El EDTA es un reactivo que forma quelatos estables con muchos cationes
ya que cuenta con diferentes sitios dentro de su molecula capaces de
reaccionar y esto constituye la base de un buen número de métodos
analíticos
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Estos métodos pueden ser titulaciones directas o indirectas, estas últimas
se emplean en el caso en que la reacción entre el catión y el EDTA es lenta
o cuando no se cuenta con el indicador apropiado
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Se utilizan algunos otros reactivos en determinaciones cuantitativas por
formación de iones complejos, dentro de los cuales destacan el cianuro en
la determinación de iones plata, por formación del complejo Ag(CN)2- etc.
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El amoniaco en la determinación del ion cobre formando Cu(NH3)4++ los
iones cloruro en la determinación del mercurio Hg(Cl)4-2
etc.
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Determinación de Zinc
El pH es un factor que incide fuertemente en la formación de complejos y
en el caso del EDTA se requiere un pH de mayor de 10 para que la forma Y-
4 predomine y el Zn tiende a formar con el un precipitado
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La formación de precipitados no es característico solo del Zn sino que
mucho otros también lo presentan debido a que se forman óxidos e
hidróxidos insolubles
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Para evitarlo se utiliza una solución con concentraciones altas de amonio y
de cloruro de amonio, asegurando de esta manera la reacción completa
entre éste el Zn y el titulante debido a la formación de un aminocomplejo
con zinc II que evita la formación de el hidróxido de Zinc.
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Zn(NH3)4++
+ HY-3
→ ZnY-2
+ 3NH3 + NH4+
Como en toda reacción las formas involucradas son variadas ejemplo
Zn(NH3)2++
, Zn(NH3)3++
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En la determinación de Zinc se pesaron 0.1450g y se disolvieron en agua y
se titularon con AEDT 0.011M calcule los gr y el % de zinc existente en la
muestra cuando del reactivo precipitante se utilizaron 48.6, 48.2, 48.1 ml
respectivamente en cada una de las alícuotas utilizadas
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mlp = 48.6+48.2+48.1 = 144.9 / 3 = 48.3
Empleando la formula
% = ml gastadosX MX mmol/ gs X 100
Sustituyendo
% Zn++
=(48.3 ml X 0.011M X 0.065/ 0.1450) 100 % Zn++
= 23.81 %
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Determinación de Magnesio
En la titulación de Mg utilizando EDTA se emplea regularmente como
indicador negro de eriocromo (este indicador es inestable en solución por
lo que debe prepararse en el momento en que se utiliza)
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El indicador actúa cambiando de coloración cuando se une a un ion
metálico, debido a esto la reacción se puede representar de la siguiente
forma:
MgIn + EDTA → MgEDTA + In
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El color del Indicador unido al ion magnesio es rojo mientras que después
del punto de equivalencia el indicador queda en libertad éste presenta una
coloracion azul. Por lo tanto el vire en este caso va de rojo a azul, ese sería
el caso del siguiente ejemplo
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En la determinación del Magnesio y azúfre presente en un compuesto sal
de epson grado industrial se pesó 1.0 g se disolvió en agua y se tituló con
una solución de EDTA 0.020 M calcular los gramos y el porcentaje de Mg
existente en la muestra cuando del reactivo precipitante se utilizaron en
promedio 38.1ml
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Empleando la formula
% = ml gastados X M X mmol / gs X 100
Sustituyendo
% Mg++
=(38.1 ml X 0.02 M X 0.024/ 0.1) 100
% Mg++
=18.28 %
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La sal de epson es un sulfato de magnesio heptahidratado por lo tanto
existe una relación estequiométrica entre la cantidad de Mg y S presente en
esta sal, lo que se aprovecha para calcular el % del otro elemento
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PM MgSO4.7H2O = 24 + 32 +64 + 126 = 246 g
Por lo tanto 24 gs de magnesio siempre se encontrarán unidos a 32 gramos
de azufre en esta sal por lo que el porcentaje de este último compuesto se
puede calcular por medio de una regla de tres directa
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24 32
18.25 X X = 24.33 %
a partir los datos encontrados se puede calcular la cantidad en gramos de
Mg y S.
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1 gr 100%
X 18.28 X = 0.1828 g Mg
1 gr 100%
X 24.33 % X = 0.2433 g S
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Determinación de Niquel
En la determinación por retroceso se emplea un exceso de EDTA de
concentración conocida y se titula con una solución patrón de un ion
metálico que en este caso pudiera ser una solución patrón de Zinc a un pH
de 5.5 y como indicador anaranjado de Xilenol
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Un gramo de la muestra se disuelve en 250 ml y de la solución problema se
toman alicuotas de 50 ml y se tratan con 50 ml de EDTA 0.0496M y se
requieren 36.3 ml de la solución de zinc 0.0237M calcular los gramos y el %
p/v de niquel presentes en la muestra problema
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Se calculan los mmoles de EDTA utilizando la fórmula M = mmoles/ ml
Despejando se tiene que
mmoles de EDTA= MXml
Mmoles de EDTA = 0.0496 MX 50 ml= 2.48
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Se emplea la misma formula para determinar los mmoles de Zn adicionados
mmoles Zn ++
= M X ml
Mmoles de Zn ++
= 0.0237 M X 50 ml = 1.185
Mmoles de Ni++
= 2.48 – 1.185 = 1.295
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PA Ni = 58.69 por lo tanto un mol = 58.69 g y un mmol = 0.058 g
1 mmol 0.058 g
1.295 X X = 0.07511 g en 50 ml
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Ahora se calcula cuanto existe en los 250 ml en que se disolvió el gramo de
muestra problema.
0.07511 g 50 ml
X 250 ml X = 0.3755 g
1 g 100 %
0.3755 g X X = 37.55 %
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Métodos Gravimétricos
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El análisis gravimétrico se ha empleado para la determinación de una gran
cantidad de sustancias y las investigaciones realizadas en este ámbito con
respecto a la formación de precipitados es muy extenso
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El procedimiento parte de la muestra problema y de un reactivo en solución
que darán por resultado una sustancia insoluble que sea fácil de filtrar de
composición constante y sin impurezas
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A medida que la sustancia que precipita se alega de las propiedades antes
descritas el resultado será menos confiable
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El uso de técnicas apropiadas ayuda a mejorar las propiedades deseables
en los precipitados que resultan de los análisis gravimétricos, y son estos
de tal exactitud que han servido para determinar el peso atómico de
algunos elementos
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T.W. Richards y colaboradores recibieron el Premio Nóbel por haber
encontrado los PA Cl, Ag, y N, trabajo que marcó la pauta para la
determinación de los pesos atómicos de muchos elementos más
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Es Una técnica muy antigua que requiere de muy poco equipo, pero es muy
meticulosa y consume mucho tiempo
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El tamaño de las partículas de un precipitado reviste primordial
importancia, puesto que si son muy pequeñas, pasarán por los poros del
papel filtro y si son un poco más grandes lo taparán
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Mientras que si son más grandes que los poros se posaran en la superficie
y permitirán el paso del líquido y una buena separación de la sustancia
insoluble formada
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En un proceso de precipitación, la velocidad con que se forma el
precipitado es determinante en el tamaño de las partículas que lo
constituyen
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Ya que ha mayor velocidad se formarán mayor número de núcleos y si
estos son muchos las partículas son más pequeñas
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Por lo tanto en gravimetría se requiere mayor tamaño de partícula por lo
que la velocidad deberá ser menor
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El proceso de formación de un precipitado presenta dos etapas, la
nucleación que constituye el proceso en que las moléculas se forman se
unen entre si formando pequeños agregados y el crecimiento de la
partícula que implica la unión de más moléculas al núcleo
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Para incrementar el crecimiento de los cristales se puede utilizar de una
fuerte agitación y temperaturas altas que permitan la formación de cristales
mayores
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El pH también puede manipularse para que incida en un mayor tamaño de
los cristales, así como la adición de iones que puedan formar iones
complejos
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La precipitación como método para la determinación cuantitativa de una
sustancia que al final deberá medirse utilizando una balanza analítica,
pudiera dar por resultado una serie de errores
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la capacidad de la sustancia que precipita para retener moléculas de agua
que al formar parte del peso de la muestra alterarían los resultados
obtenidos
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Los cálculos gravimétricos relacionan estequiometricamente los moles del
producto con los moles del reactivo y con los del producto de la reacción
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El factor gravimétrico es la relación que existe entre el peso atómico o
molecular de la sustancia que se va a determinar y el peso molecular del
precipitado
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Por ejemplo el factor gravimétrico que se emplearía en la determinación de
plata por precipitación con cloruros será el resultado de dividir el peso
atómico de la plata entre el peso molecular del cloruro de plata puesto que
la reacción sería
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AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
F.G. = Ag/ AgCl = 108 / 143.5 = 0.7527
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En la Determinación de Arsénico la reacción de formación del arseniato de
amonio y magnesio es la siguiente:
(NH4)2HAsO4 + MgCl2 + NH4OH + 5H2O → (NH4)2 MgAsO4 .6 H2O +
2NH4Cl
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El precipitado después de filtrado se lleva a calcinación y se obtiene
(NH4)2MgAsO4.6 H2O→Mg2As2O7+ 7H2O +2NH3
F.G. = 2As/ Mg2As2O7 = 150 / 310.6 = 0.4829
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Se pesan 0.5296 g de una sal de cloro se disuelve en agua y se utiliza
como reactivo precipitante un exceso de nitrato de plata, el precipitado se
lavó seco y pesó obteniéndose un peso igual a 0.7645 g calcule el % de
Cloro en la muestra problema
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AgNO3 + Cl-→ AgCl↓ + NaNO3
factor gravimétrico = 0.2473 por lo tanto se multiplica el valor del factor
gravimétrico por el peso del compuesto obtenido
gs de Cl = g de precipitado X F.G.
gs de Cl = 0.7645 X 0.2473 = 0.1891
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El peso de la muestra fue 0.5296 y por lo tanto este peso es el 100% para
calcular el % de cloro en la muestra tenemos que:
0.5296 g 100
0.1891 g X = 35.7 % Cl
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Este ejemplo puede resolverse de forma diferente, primero se calcula el
peso del cloro existente en la muestra por medio de una regla de tres.
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143.5 gs AgCl 35.5 Cl.
0.7645 gs AgCl X = 0.1891
utilizando la formula:
% Cl = (Peso de Cl / Peso de la muestra) 100
% Cl = ( 0.1891/ 0.5296 ) 100 = 35.7
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Curva de Pirólisis
Se ejemplifica con algunos datos acerca de la curva de pirolisis resultado
de la calcinación de algunas muestras de oxalato de calcio
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En la curva se puede apreciar que cuando este se encuentra como
CaC2O4.H2O presenta estabilidad a 100ºC
la perdida de agua se presenta por arriba de los 226ºC alcanzando su
estabilidad en forma de CaC2O4
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A los 398 ºC se observa una perdida de peso fuerte debido a la conversión
a CaCO3 debido a la perdida de monóxido de carbono estabilizandose en el
rango de 420 a 600 ºC
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En adelante da inició la transformación del carbonato a óxido de calcio
alcanzando su peso constante alrededor de los 850 ºC
y se cuantifica
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Determinación por gravimetría de un sulfato
Se utiliza como agente precipitante una solución de BaCl2 al 5 % que se
adiciona a la muestra problema (en Solución) gota a gota agitando
vigorosamente, hasta adicionar alrededor de un 10 % de exceso
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la adición gota a gota y agitando fuertemente tiene por objeto la obtención
de cristales más grande
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Luego se digiere a temperatura cercana al punto de
ebullición de 1 a 3 horas para incrementar la solubilidad
del compuesto y propiciar la formación de cristales de
mayor tamaño.
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Se lava filtra y se a calcina utilizando un crisol de porcelana
que se ha llevado previamente a peso constante, .
La reacción que se efectúa es:
Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2NaCl
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Como puede notarse en análisis gravimétrico el reactivo
precipitante no requiere de gran exactitud en su concentración,
porque en este método lo importante el peso del precipitado
formado
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Calcular el % de Sulfato presente en la muestra problema si de ella
se pesaron 0.4983 g y se obtuvieron 0.8452 g.
233.39 g BaSO4 96.06 SO4
0.8452 g BaSO4 X = 0.3479 SO4
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Utilizando la formula:
% SO4 = (Peso de SO4 / Peso de la muestra) 100
% SO4 = ( 0.3479 / 0.8452 ) 100 = 41.16 % SO4
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Gracias por su atención