Volumetrias

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  1. 1. VOLUMETRIA1. ConceptoEl análisis volumétrico o volumetría consiste en la determinación de la concentración de unasustancia mediante una valoración, que es el cálculo de volumen necesario de una sustanciade concentración conocida (solución patrón) que ha de reaccionar completamente con lasustancia a analizar.La valoración se basa en el hecho de que el punto final de la misma coincide con el punto deequivalencia en el que el número de equivalentes del reactivo coincide con el número deequivalentes de la sustancia problema. En el punto final de la valoración se cumple:V . N = V´ . N´2. Preparación de la disolución valoradaTenemos dos posibilidades:a) Usar patrones primarios.b) Prepararla por aproximación y valorarla después.3. Material en volumetrías- Erlenmeyer- Matraces aforados- Probetas o pipetas- Buretas4. Técnica de la valoración
  2. 2. Las normas básicas para cualquier volumetría son las siguientes:- La bureta se sujeta al soporte mediante una nuez y una pinza.- Se enjuaga la bureta con unos 10 ml del agente que vayamos a introducir en la bureta y setiran.- No debe quedar ninguna burbuja en la bureta.- La llave de la bureta debe estar suave y perfectamente engrasada.- Se enrasa de modo que la parte inferior del menisco del líquido sea tangente al cero de laescala.- Bajo el Erlenmeyer es conveniente colocar un trozo de papel de filtro para observar el viraje.- Es conveniente realizar una primera valoración rápida de modo que sepamos el volumenaproximado que se gasta.- Posteriormente se realiza otra valoración, vertiendo líquido rápidamente hastaaproximadamente 2 ml menos que en el caso anterior.A partir de aquí se realiza la adición de valorante gota a gota. Al llegar al punto deequivalencia se ve el cambio de color y es en ese momento cuando se da por finalizada lavaloración.- Se hacen como mínimo tres valoraciones concordantes.- Con estos volúmenes se obtiene el volumen promedio, que se toma como volumen delagente valorante, cuya concentración se conoce.- Se llevan los valores a la ecuación y se obtiene la concentración desconocida.5. Sistema indicadorPermite conocer el punto final de la valoración. Induce a error de volumen, por lo que a vecesse hace un ensayo en blanco (se sustituye el agente a valorar por agua destilada), calculandoasí el error del indicador.6. Características de una reacción en análisis volumétrico- Rápida.- Cuantitativa, con equilibrio francamente desplazado a la derecha, el valorante debe serácido o base fuerte, oxidante o reductor fuerte.- Estequiométrica, que no haya reacciones laterales y que dé productos conocidos.- Que exista sistema indicador apropiado.
  3. 3. 7. Patrones primariosSon sustancias que permiten conocer por pesada la cantidad exacta tomada, ya que no seperturban en contacto con el aire. Se utilizan para conocer la concentración real y exacta deuna solución que no sea patrón primario.Deben tener una serie de características:- Pureza alta- Estable, que no se altere con el tiempo- No higroscópico ni eflorescente- Fácil de conseguir y que no sea caro- Peso equivalente alto- Solubilidad apreciable- Carácter ácido, base, oxidante o reductor fuerte8. Tipos de volumetrías8.1. Neutralización o ácido baseEs la neutralización entre los H + del ácido y los OH - de la base. El indicador es la sustanciaorgánica de diferente color que es necesaria añadir al medio ácido o alcalino para ver elpunto de neutralización. La fenolftaleína, indicador muy utilizado, es incolora en medio ácido yroja en medio alcalino. Otro indicador frecuente es el naranja de metilo.Ej. de neutralización de NaOH con HCl:HCl + NaOH NaCl + H 2 OEn la bureta tenemos HCl con una Normalidad (N) conocida y en un Erlenmeyer tenemosNaOH, del cual queremos conocer su N (y al que hemos añadido fenolftaleína, dando colorrojo). Se va añadiendo HCl hasta que el líquido se vuelve incoloro.V a . N a = V b . N bComo patrones primarios se emplean el carbonato sódico anhidro, el ftalato ácido depotasio...Si el ácido a valorar es diprótico, tendrá dos puntos de equivalencia y lo mismo sucederá conlas bases divalentes.
  4. 4. 8.2. RedoxSe basan en procesos de oxidación-reducción. Según el agente valorante, se dividen en:1.Agente valorante oxidante. Permanganimetrías, Dicromatometrías, Iodometrías,Iodatometrías...2.Agente valorante reductor, como Tiosulfatometrías, Oxalatometrías...Los patrones primarios son: para los oxidantes el dicromato potásico, bromato potásico, iodatopotásico y yodo; y para los reductores el oxalato sódico y el hierro electrolítico.Los indicadores son: permanganato (autoindicador), almidón en Iodometrías...La valencia en procesos de oxidación-reducción es el número de electrones intercambiadosen el proceso. Así, un ejemplo es:MnO 4-+ 8H ++ 5e -Mn +++ 4 H2 Ovioleta incoloro (autoindicadora)La valencia es 5. Se realiza en medio ácido (ácido sulfúrico).8.3. PrecipitaciónSe basa en reacciones en las que el agente valorante y el valorado producen un precipitado.Ejemplos característicos son las argentimetrías, como la determinación de cloruros por elmétodo Mohr y Volhard.NaCl + AgNO3 AgCl (blanco) + NaNO3Como patrones primarios se emplean plata metálica, nitrato de plata y cloruro potásico; ycomo indicadores cromato potásico y tiocianato potásico.8.4. Formación de complejos o complexometríasSe forma un complejo entre el agente valorante y el valorado. El agente acomplejante másimportante es la complexona II o E.D.T.A. (etilén diamino tetraacético), que se emplea en lavaloración del calcio.
  5. 5. 8.5. RetrocesoEn algunos casos es necesario llevar a cabo un análisis del agente a valorar (A) por adición deun exceso de reactivo (B), determinando después el exceso por valoración con un segundoreactivo (C) de concentración conocida.nº Equivalentes de A + nº equivalentes de C = nº equivalentes de B.9. Cálculos VolumétricosVamos a ver ahora cómo calcular la concentración de un analito a partir de los datosobtenidos en una valoración, para lo cual necesitamos partir de la reacción que tiene lugarentre el valorante y el analito.Si la reacción de valoración es la siguiente:a Analito + v Valorante D p Producto1. Establecemos la relación estequiometrica:2. Relacionamos los moles de analito con los de valorante empleando la relaciónestequiométrica:3. Expresamos los moles de Analito y de Valorante en función de su concentración molar:4. Despejamos la concentración de analito:
  6. 6. Donde:Vanalito = volumen de muestra valoradoVvalorante = volumen de valorante consumido (medido con la bureta)Cvalorante = concentración de la disolución de valoranteDebemos, por tanto, conocer la concentración de valorante con exactitud para poderobtener la concentración de analito en la muestra. El valorante debe ser una disoluciónpatrón.25 ml de un ácido monoprótico fuerte 0,08 M se diluyen con agua a exactamente 100 ml y setitulan con hidróxido de sodio 0,1 M.Calcular el pHa- al principio de la titulaciónb. al agregar 10 ml de basec- al agregar 20 ml de baseComo se trata de un ácido monoprótico la normalidad es igual a la molaridad (N = M/1)equivalentes de ácido = 0,025 l x 0,08 eq / l = 0,002 eqAl diluir a 100 ml la concentración inicial es: 0,002 eq / 0,1 l = 0,02 Na- pH inicial ácido fuerte:-log 0,02 = 1,70b- En 10 ml de base se tienen 0,1 eq / l x 0.010 l = 0,001 eqQuedan sin neutralizar 0,0020 eq - 0,0010 eq = 0,0010 eq en un volumen total de 100 ml + 5 ml(105 ml) por lo que la concentración final de la solución es:0,0010 eq H+/ 0,105 l = 0,0095 NpH = -log 0,0095 = 2,02c- En 20 ml de base se tienen 0,1 eq / l x 0,020 l = 0,0020 eqComo se tiene la misma cantidad de equivalentes de ácido que de base, se forman esosequivalentes de agua y la solución es neutra.pH = 7A partir de ese punto se tendrá un exceso de base por lo que el pH será mayor a siete.Cuál será el pH luego del agregado de 25 ml de base? (11,21)
  7. 7. Cuál será la molaridad de una solución de amoníaco que se obtiene diluyendo 20 mlde amoníaco acuoso concentrado (26 % m/m, densidad = 0,90 g/ml), hasta completarun volumen final de 50 ml?Cuando se prepara una solución más diluida debe tenerse en cuenta que:C1 x V1 = C2 x V2Si se desea hallar la molaridad es necesario tener la concentración de la solución de laque se parte expresada en molaridad.Se tiene 26 g / 100 g solución = 26 g / 100 g solución: 0.9 g solución / ml solución = 26 gsoluto / 111,11 ml solución == 26 g /17 g/mol : 111,11 ml = 1,53 moles / 0,111 litro solución = 13,78 MC2 = 20 ml x 13,78 M / 50 ml = 5,52 MQué volumen de agua se debe agregar a 300 ml de ácido clorhídrico 0,25 M paraobtener ácido clorhídrico 0,20 M?C1 x V1 = C2 x V2V2 = C1 x V1 / C2 = 0.3 l x 0,25 M / 0,20 M = 0,375 lEs decir que se deben agregar 375 ml - 300 ml = 75 ml
  8. 8. ¿Qué volumen de disolución 5,00 N de ácido sulfúrico se necesitará para neutralizar otra quecontenga 2,5 g de hidróxido sódico? ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico puro seránnecesarios?RESOLUCIÓNLa reacción que tiene lugar es:Donde X = (2,5 . 98 ) / 2.40 = 3,06 g de ácido sulfúricoSi se parte de una disolución 5,00 Normal, hemos de utilizar la cantidad de esa disolución quecontenga 3,06 g de ác. Sulfúrico, lo cual podemos calcular partiendo de la fórmula que nosda la Normalidad, sabiendo que la “valencia” del ácido sulfúrico es 2 (nº de H que contiene) yasí:También se pueden realizar todos estos cálculos sin necesidad de escribir la reacción,simplemente teniendo en cuenta que en cualquier reacción química el número deequivalentes de cada reactivo ha de ser el mismo, lo cual en este caso nos llevaría a que elnúmero de equivalentes de hidróxido de sodio, que calcularíamos dividiendo el número degramos de que se dispone entre el peso equivalente y que éste coincide con su pesomolecular ya que la valencia del NaOH es 1 (Nº de OH que contiene) ha de ser el mismo queel nº de equivalentes de ácido sulfúrico, que podemos determinar a partir de la definición deNormalidad (Nº de equivalentes de soluto que hay por cada litro de disolución):es decir, que necesitamos 0,0625 equivalentes de ácido sulfúrico, y así:
  9. 9. Calcúlese el contenido, en tanto por ciento de carburo cálcico puro, de un productocomercial que, tratado con agua, desprende 300 L. de acetileno por kilogramo, medidos encondiciones normales.RESOLUCIÓNUna de las formas de obtener acetileno es haciendo reaccionar carburo de calcio (CaC 2 )con agua, proceso que transcurre según la reacción:CaC 2 + 2 H 2 O —> C 2 H 2 + Ca(OH) 2En esta reacción podemos ver que por cada mol de carburo de calcio (64 g, que es su masamolar) se obtiene un mol de acetileno (22,4 litros medidos en C.N.) Por lo que podemos realizarla proporción correspondiente ya que nos indicas que se obtienen 300 litros de acetilenomedidos en Condiciones Normales:y dado que nos dicen que partíamos de un kilogramo de muestra del carburo de calciocomercial, nos quedará:
  10. 10. NormalidadLa concentración normal o normalidad (N), se define como el número deequivalentes de soluto por litro de solución:o a menudo se establece la forma más simple como:Peso equivalenteEl peso equivalente de un ácido se define como la masa en gramos que producirá 1mol de iones H+en una reacción.El peso equivalente de una base es la cantidad en gramos que proporcionará 1 molde iones OH-.Ejemplo N° 12Por ejemplo, considere una reacción de H2SO4 en la cual ambos iones H+sonremplazados:En esta reacción 1 mol de H2SO4 (98 g/mol) contienen 2 moles de iones H+y por lotanto la cantidad necesaria para producir un mol de H+será 98 g/ 2 = 49 g.Resumiendo, se puede decir que el peso equivalente de un ácido o una base es iguala:
  11. 11. Ejemplo N° 13Calcular el peso equivalente de cada uno de los siguientes compuestos:1. H2SO4 en una reacción en la cual solamente es remplazado un ion H+.2. Ca(OH)2 en donde ambos iones OH-son remplazados.3. HClEjemplo N° 14El peso equivalente de una sal se calcula dividiendo el peso fórmula por la cargapositiva total (o negativa, puesto que debe ser la misma).Calcular el peso equivalente de cada una de las siguientes sales:1. AlCl32. CaSO43. Al2(SO4)3
  12. 12. Ejemplo N° 15Calcular la normalidad de una solución de H3PO4 que contiene 2.50 g de ácido en 135mL de solución en reacciones que se remplazan los tres hidrógenos.Ejemplo N° 16Calcular el número de gramos de H2SO4 necesarios para preparar 225 mL de solución0.150 N en reacciones en que se remplazan ambos hidrógenos.Ejemplo N° 17 (problema de neutralización)Calcular el número de mililitros de NaOH 0.1 N necesarios para neutralizar 1.5 mililitrosde HCl 0.15 N.Ejemplo N° 18 (problema de dilución)Utilizando la fórmula del problema anterior, también se puede realizar cálculos dedilución como el siguiente:Calcular cuántos mililitros de ácido clorhídrico 5.0 N se requieren para preparar 50.0mililitros de ácido diluido 0.1 N.
  13. 13. MolaridadLa molaridad o concentración molar (se abrevia M) es la cantidad de moles de solutopor litro de solución.Ejemplo N° 10Calcule la molaridad de una solución preparada disolviendo 1.50 g de Nitrato de sodio(NaNO3) en 125 mL de solución.Respuesta:Ejemplo N° 11Calcule cuantos gramos de hidróxido de potasio se necesitan para preparar 625 mLde solución de KOH 0.350 M.Respuesta:Ejemplo N° 11Calcule el volumen de una solución 0.525 M que se puede preparar con 11.5 g decarbonato de potasio (K2CO3).Respuesta:
  14. 14. SolucionesUna solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Se forma cuando ungas, un líquido o un sólido se disuelve en otro líquido, otro gas u otro sólido.El término homogéneo significa que en la solución se distingue una sola fase. Porejemplo, cuando se disuelve azúcar en agua, aún bajo el microscopio no se observanlas partículas de azúcar. Únicamente es observable la fase líquida.Partes de una soluciónEn una solución se distinguen dos partes: el disolvente y el soluto.El disolvente es la porción más abundante; en ella se disuelve el soluto, presente enmenor proporción. Así, en una solución salina al 2%, la sal es el soluto y el agua es eldisolvente.SolubilidadLa solubilidad es una característica de una sustancia que le permite disolverse en otra.La solubilidad se presenta entre sustancias perfectamente miscibles. El agua y elalcohol son miscibles: se mezclan entre sí en todas proporciones para formar unasolución.Por el contrario, el agua y el aceite son inmiscibles, no se mezclan entre sí. El uno esinsoluble en el otro.El solvente es el compuesto presente en mayor cantidad.El soluto y el solvente pueden existir como moléculas o iones.Las soluciones pueden existir en cualquiera de los tres estados de la materia.Las propiedades de solución y de suspensión del agua son esenciales para la salud y la supervivencia.Como el agua puede disolver o suspender tal cantidad de sustancias, es un medio ideal para lasreacciones metabólicas.Al encontrarse reunidos en un líquido común, los reactantes y restantes materiales necesarios como elATP y las enzimas, colisionan con facilidad para formar nuevos productos.El agua disuelve también los productos de desecho y los elimina del cuerpo a través de la orina.
  15. 15. Composición de las solucionesA continuación se presenta un diagrama de las formas más usuales de expresar laconcentración de una solución:Solución diluidaContiene una cantidad relativamente pequeña de soluto. Ejemplo, un refresco delimonada ”r;ralo” contiene poca cantidad de jugo de limón en relación a la cantidadde solvente; que es el agua.Solución concentradaContiene una cantidad relativamente grande de soluto. Ejemplo, un fresco ”r;fuerte”es concentrado. Contiene una mayor cantidad de jugo limón disuelta.Expresión de concentración en función de la cantidad de soluto disueltoTambién hay otras formas de expresar la concentración en función de la cantidad desoluto disuelto, siendo éstas las indicadas a continuación:
  16. 16. Expresiones porcentuales de concentraciónPorcentaje en masaUna manera de describir la composición de una solución es el porcentaje en masa,que expresa la masa de soluto presente en una masa determinada de solución.Ejemplo N° 1Se prepara una solución mezclando 1.00 g de etanol, con 100.0 g de agua. Calcule el% en masa del etanol en esta solución.Respuesta:
  17. 17. Ejemplo N° 2Calcule el porcentaje de cloruro de sodio si se disuelven 19.0 g de esta sal en suficientecantidad de agua para hacer 175 g de solución.Respuesta:Ejemplo N° 3Calcule el número de gramos de agua que deben agregarse a 10.0 g de NaNO3 parapreparar una solución acuosa al 2.00%.Respuesta:Ejemplo N° 4Calcule el número de gramos de soluto que deben disolverse en 350 g de agua parapreparar una solución de sulfato de potasio al 15.0%.Respuesta:
  18. 18. Porcentaje en volumenOcasionalmente es conveniente expresar la concentración como porcentaje porvolumen.Esto se hace simplemente dividiendo el volumen del soluto por el volumen total de lasolución y multiplicando por 100.Toma un frasco de alcohol para frotar y lee la etiqueta. Es muy probable que éstaindique: ”r;alcohol isopropílico, 70% en volumen”.Es importante observar que el volumen de la solución no puede considerarse aditivo(excepto en soluciones muy diluidas), es decir que no es correcto sumar el volumen delsoluto más el volumen del solvente.Esto ocurre porque se da una contracción del volumen de la solución por formaciónde puentes de hidrógeno.El siguiente experimento demuestra lo anterior:Ejemplo N° 5Calcule el % en volumen de una solución de alcohol isopropílico preparadamezclando 25.0 mL de alcohol con suficiente agua para dar un volumen total de 125mL de solución.Respuesta:
  19. 19. Ejemplo N° 6Un vino contiene 12.0% de alcohol por volumen. Calcular el número de mL de alcoholen 225 mL de vino.Respuesta:Porcentaje masa-volumenEste método expresa la concentración como gramos de soluto por 100 mL desolución.Con este sistema, una solución de glucosa al 10.0% (m/v) se prepara disolviendo 10.0g de glucosa en agua, diluyendo a 100 mL, y mezclando.Ejemplo N° 7Calcule el % (m/v) de una solución que se prepara disolviendo 22.0 g de metanol(CH3OH) en etanol (C2H5OH) para dar 100 mL de solución.Respuesta:Partes por millón (ppm)Son las partes de masa de soluto por un millón de partes de masa de solución.Esta concentración se utiliza para soluciones muy diluidas como en el análisis de aguao preparaciones biológicas.
  20. 20. En estas soluciones muy diluidas, su densidad es muy cercana a la del agua y sesupone que la densidad de la solución es de 1.00 g/mL. Por lo anterior, se puede hacerla simplificación de mg soluto/Litro de solución.Ejemplo N° 8Una muestra de agua contiene 3.5 mg de iones fluoruro (F-) en 825 mL de solución.Calcule las partes por millón del ion fluoruro en la muestra.Respuesta:Ejemplo N° 9Calcule los mg de fluoruro (F-) que hay en una muestra de 1.25 L de solución que tiene4.0 ppm de ion fluoruro.Respuesta:MolalidadLa concentración molal o molalidad, se abrevia como m y se define como el númerode moles de soluto por kilogramo de solvente. Se expresa como:
  21. 21. Ejemplo N° 17Calcular la concentración molal de una solución que contiene 18 g de NaOH en 100mL de agua. Puesto que la densidad del agua es 1 g/mL, 100 mL de agua = 100 g deagua:

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