Análisis Químico Farmacéutico Métodos Clásicos

Análisis Químico Farmacéutico
Métodos Clásicos Cuantitativos
Autores:
Dra. Pilar Marchante Castellanos
MSc. Héctor Zumbado Fernández
MSc. Amelie González Atá
Dr. Manuel Alvarez Gil
MSc. Leidiana Hernández Mejías
Instituto de Farmacia y Alimentos
Universidad de La Habana

“No es suficiente enseñar a los hombres una especialidad. Con ello se convierten en
algo así como máquinas utilizables pero no en individuos válidos. Para ser un
individuo válido el hombre debe sentir intensamente aquello a lo que puede aspirar.
Tiene que recibir un sentimiento vivo de lo bello y de lo moralmente bueno.
En caso contrario se parece más a un perro bien amaestrado Que a un ente
armónicamente desarrollado. Debe aprender a comprender las motivaciones,
ilusiones y penas de las gentes para adquirir una actitud recta respecto a los
Individuos y a la Sociedad”.
ALBERT EINSTEIN
“Mi visión del mundo”

Indice de contenidos
PRÓLOGO /1
CAPÍTULO 1. INTRODUCCIÓN AL ANÁLISIS QUÍMICO FARMACEUTICO
1.1. Revisión de algunos conceptos importantes............................................
1.1.1. Masa, volumen y cantidad de sustancia.............................................
1.1.2. Electrolitos............................................................................................
1.1.3. Formas de expresar la concentración..................................................
1.1.4. El equilibrio químico.............................................................................
1.1.5. Ácidos y bases.....................................................................................
1.1.6. Constante del producto de solubilidad................................................
1.1.7. Cálculo de la masa molar del equivalente...........................................
1.1.7.1. En reacciones de neutralización…………………………………………..
1.1.7.2. En reacciones de oxidación-reducción…………………………………..
1.1.7.3. En reacciones de precipitación y de formación de complejos……….
1.1.7.4. De especies que no participan directamente en una
reacción dada………………………………………………………………..
1.2. Clasificación de los métodos clásicos de análisis cuantitativo…………...
1.3. Reactivos y equipamiento en un laboratorio de análisis químico y su
manipulación ...................................................................
1.3.1. Reactivos…..........................................................................................
1.3.2. Equipamiento......................................................................................
1.3.2.1. Utensilios y recipientes para medir volúmenes.....................
1.3.2.2. Recipientes para pesar sólidos..............................................
1.3.2.3. Utensilios y materiales para filtrar........................................
1.3.2.4. Otros utensilios y aparatos de amplio uso en el laboratorio..
1.3.2.5. Equipos..........................................................................
1.4. El trabajo en un laboratorio de análisis químico................................
1.4.1. Algunas operaciones básicas..............................................................
1.4.1.1. Evaporación de líquidos........................................................
1.4.1.2. Filtración y calcinación.........................................................
1.4.1.3. La Pesada.............................................................................
1.4.1.4. Trasvase cuantitativo de sólidos..........................................
1.4.2. Limpieza y rotulación del material de laboratorio..............................
1.4.3. Seguridad en el laboratorio.................................................................
1.4.4. Libreta de trabajo................................................................................
1.5. Etapas de un análisis químico cuantitativo.........................................
1.5.1. Definición de los objetivos...................................................................
1.5.2. Selección del método analítico............................................................
1.5.2.1. Validación del método analítico.............................................
1.5.3. Muestreo..............................................................................................
1.5.4. Preparación de la muestra..................................................................
1.5.5. Determinación analítica.......................................................................
1.5.6. Cálculos, reporte e interpretación de los resultados...........................
1.5.6.1. Errores en análisis cuantitativo………………………………….
1.6. Ejercicios propuestos

CAPÍTULO 2. ANÁLISIS GRAVIMÉTRICO
2.1. Fundamento del análisis gravimétrico..............................................
2.2. Clasificación de los métodos gravimétricos........................................
2.3. Métodos gravimétricos por precipitación...........................................
2.3.1. Operaciones en los métodos gravimétricos por precipitación..........
2.3.1.1. Medida de la muestra........................................................
2.3.1.2. Preparación de la muestra.................................................
2.3.1.3. Precipitación.......................................................................
2.3.1.4. Filtración y lavado.............................................................
2.3.1.5. Secado y/o incineración....................................................
2.3.1.6. Pesada...............................................................................
2.3.1.7. Cálculos y expresión de los resultados.............................
2.3.2. Aplicaciones en el análisis químico farmacéutico............................
2.4. Métodos gravimétricos por volatilización..........................................
2.4.1. Determinación de la pérdida por secado........................................
2.4.1.1. Importancia de la pérdida por secado en la determinación de la
pureza de las materias primas de uso farmacéutico.
2.4.2. Determinación del residuo de ignición............................................
2.4.3. Determinación de la pérdida por ignición.......................................
2.4.4. Aplicaciones en el análisis químico farmacéutico...........................
CAPÍTULO 3. INTRODUCCIÓN AL ANÁLISIS VOLUMÉTRICO
3.1. Fundamentos generales del análisis volumétrico.............................
3.2. Límite de cuantificación y precisión del análisis volumétrico..........
3.3. Clasificación de los métodos volumétricos de análisis.....................
3.4. Métodos de valoración......................................................................
3.4.1. Método directo................................................................................
3.4.2. Métodos indirectos.........................................................................
3.4.2.1. Método por retroceso...................................................................
3.4.2.2. Método por sustitución................................................................
3.5. Preparación de soluciones................................................................
3.5.1. A partir de un reactivo sólido........................................................
3.5.1. A partir de un reactivo líquido......................................................
3.5.3. A partir de una solución con mayor concentración.......................
3.6. Métodos de estandarización de soluciones......................................
3.6.1. Método de las alícuotas………………………………………………….
3.6.2. Método de las pesadas individuales………………………………….
3.7. El titre............................................................................................
3.8. El ensayo en blanco en el análisis volumétrico...............................
CAPÍTULO 4. VOLUMETRÍA DE NEUTRALIZACIÓN
4.1. Fundamentos generales de la volumetría de neutralización…………
4.2. Volumetría de neutralización acuosa………………………………………..

4.2.1. Fundamentos generales………………………………………………...
4.2.2. pH y punto de equivalencia……………………………………..……..
4.2.3. Indicadores ácido-base……………………………………………..…...
4.2.3.1. Teoría de los indicadores……………………..……………...
4.2.3.2. Intervalo de viraje de los indicadores ácido-base……….
4.2.3.3. Indicadores mezclas…………….……………………..……...
4.2.4. Curvas de valoración ácido-base……………….……………………..
4.2.4.1. Curvas de valoración entre un ácido fuerte y
una base fuerte…………………………………………….....
4.2.4.2. Curvas de valoración de un ácido débil
con una base fuerte…………………………………………...
4.2.4.3. Curvas de valoración de una base débil
con un ácido fuerte…………………………………………….
4.2.4.4. Curvas de valoración entre un ácido débil
y una base débil……………………………………………….
4.2.4.5. Factores que afectan el salto de pH de las
curvas de valoración………………………………………….
4.2.5. Valoración de soluciones de sales de ácidos y
bases débiles……………………………………………………………...
4.2.6. Soluciones reguladoras………………………………………………….
4.2.7. Aplicaciones de la volumetría de neutralización acuosa en el
análisis farmacéutico…………………………………………………….
4.3. Volumetría de neutralización no acuosa……………………………………
4.3.1. Fundamentos generales…………………………………………………
4.3.2. Valoración de bases……………………………………………………..
4.3.3. Valoración de ácidos……………………………………………………..
4.3.4. Aplicaciones de la anhidrovolumetría en el análisis
farmacéutico……………………………………………………………………..
4.4. Ejercicios propuestos……………………………………………………………..
CAPÍTULO 5. VOLUMETRÍA DE PRECIPITACION
5.1. Fundamentos generales de la volumetría de precipitación………….
5.2. Curvas de valoración por precipitación ……………………………………
5.2.1. Factores que influyen sobre la forma de la curva de
valoración ………………………………………………………………….
5.3. Métodos de detección del punto final……………………………….
5.3. Métodos de detección del punto final..............................................
5.3.1. Método de Mohr...........................................................................
5.3.2. Método de Volhard.......................................................................
5.3.3. Método de Fajans………………………………………………………...
5.4. Aplicaciones de la volumetría de precipitación en el análisis de
sustancias de interés farmacéutico…………………….……………………
5.5. Ejercicios propuestos………………………………………………..................
CAPÍTULO 6. VOLUMETRÍA DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS
6.1. Fundamentos generales de la complejometría…………………..……….
6.2. El ácido etilendiaminotetracético (EDTA)……………………….............

6.3. Factores que afectan la estabilidad de los complejos
metal-EDTA……………………………………………………………………………
6.3.1. Concentración hidrogeniónica o pH del medio……………………...
6.3.2. Carga del catión…………………………………………………………..
6.4. Constante de estabilidad condicional de
los complejos metal-EDTA………………………………….……………..…….
6.5. Curvas de valoración complejométricas………………….…………………
6.5.1. Factores que influyen en la forma de la curva de valora-
ción complejométrica con EDTA……………………………………….
6.6. Indicadores complejométricos……………….…………….…….……………
6.7. Métodos de valoración con EDTA…………………………………..………….
6.8. Aplicación de la complejometría en el análisis de sustancias
de interés farmacéutico…………………………………………………………
6.9. Ejercicios propuestos………………………………………………………….…..
CAPÍTULO 7. VOLUMETRÍA DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
7.1. Fundamentos generales de la volumetría de oxidación reducción…
7.1.1. Semirreacciones de oxidación - reducción …………………..……….
7.1.2. Reacciones de oxidación-reducción en celdas
electroquímicas…………………………………………………………….
7.2. Potencial de electrodo……………………………………………………………..
7.2.1. Influencia de las concentraciones sobre el potencial
de electrodo ……………………………………………..………………….
7.3. Constantes de equilibrio de las reacciones de oxidación
reducción…………………………………………………………………….……….
7.4. Curvas de valoración de oxidación- reducción………………………….…
7.4.1. Factores que influyen en la forma de las curvas de valoración....
7.5. Indicadores empleados en la volumetría de oxidación-reducción.….
7.5.1. Autoindicadores…………………………………………………….….…..
7.5.2. Indicadores específicos………………………………………….…….….
7.5.3. Indicadores de oxidación-reducción verdaderos…………..…….…..
7.6. Agentes oxidantes y reductores más empleados…………………………..
7.6.1. Permanganometría…………………………………………………………
7.6.2. Dicromatometría…………………………………………………………….
7.6.3. Cerimetría………………………………………………………….............
7.6.4. Yodometría y yodimetría…………………………………………….……
7.6.5. Yodatometría……………………………………………………………
7.6.5. Bromatometría………………………………………………………….
7.7. Aplicación de la volumetría redox en el análisis de sustancias de
interés farmacéutico…………………………………………………………..…..
7.8. Ejercicios propuestos…………………………………………………………..…..
CAPITULO 8. EJERCICIOS INTEGRADORES………………………………..
CAPITULO 9. PRACTICAS DE LABORATORIO………………………………..

APÉNDICES…………………………………………………………………………..
BIBLIOGRAFÍA……………………………………………………………………….

Prólogo
La insuficiente correspondencia entre los textos utilizados hasta el momento y los contenidos
y objetivos del programa de la asignatura de Análisis Químico Farmacéutico de la
Licenciatura en Ciencias Farmacéuticas, ha dificultado la adecuada profundización y
ampliación de los conocimientos y la suficiente ejercitación por parte de los estudiantes de la
especialidad. Tal situación ha motivado al colectivo de autores a seleccionar
cuidadosamente aquellos aspectos de los métodos clásicos del análisis químico cuantitativo
que resultan de particular interés para la formación del profesional farmacéutico, incluyendo
ejemplos, el diseño de experiencias de laboratorio y la elaboración de una importante
cantidad de ejercicios que faciliten una mejor comprensión, ejercitación e integración de los
contenidos teóricos y prácticos correspondientes.
El enfoque, cada vez más orientado hacia la especialidad, con que se imparte en la carrera
el análisis químico cuantitativo, contribuye a que los estudiantes puedan considerarlo no solo
como parte de su formación básica, sino también como una herramienta fundamental para el
aprendizaje y aplicación de otros métodos de análisis farmacéutico, para la interpretación de
la literatura especializada y, en general, como un conjunto de conocimientos y habilidades
que son inherentes, y están indisolublemente ligados, al correcto desempeño en los
diferentes perfiles de trabajo del profesional.
Es necesario aclarar que en este libro son tratados los métodos cuantitativos clásicos de
análisis químico con la amplitud y profundidad que se corresponden con el nivel de
información que, hasta el momento de cursar la asignatura, poseen los estudiantes. Para su
confección nos hemos trazado como objetivos fundamentales: facilitar la comprensión de los
contenidos teóricos, el estudio independiente, la ejercitación, el desarrollo de habilidades y la
posibilidad de integrar los diferentes aspectos teóricos y prácticos de la asignatura,
contribuyendo todo ello a la calidad de su aprendizaje y a una más adecuada formación del
profesional.
Los autores deseamos expresar nuestra sincera gratitud hacia todos los que, amable y
desinteresadamente, ofrecieron su valiosa colaboración y experiencia para el diseño y
elaboración del presente libro; en particular para Alejandro Alvarez Marchante, porla
detallada realización de los dibujos, y para los colegas del Departamento de Química
Analítica de la Facultad de Química de la Universidad de La Habana, por las facilidades
brindadas para consultar algunos textos de interés y por sus apreciados criterios sobre la
temática abordada.
Sometemos pues, nuestro trabajo, a la consideración de los principales interesados: los
estudiantes, y a la de todos aquellos profesionales que deseen aportar sus opiniones y/o
sugerencias sobre su forma y contenido, las cuales agradecemos anticipadamente y
atenderemos con especial interés.
Los Autores
1

Capítulo 1
Introducción al Análisis Químico Farmacéutico
La Química Analítica, considerada por muchos la rama más antigua de la Química, es la
ciencia que estudia el conjunto de principios, leyes, métodos y técnicas cuya finalidad es la
determinación de la composición química de una muestra natural o artificial. Es, por tanto, la
ciencia creadora y elaboradora de esos métodos y técnicas y puede definirse como la rama
de la química que se ocupa de la identificación y cuantificación de uno o varios
componentes químicos en una muestra dada. De acuerdo con esta definición la Química
Analítica se divide en cualitativa y cuantitativa.
La Química Analítica Cualitativa tiene por objetivo el reconocimiento o identificación de los
elementos, compuestos o grupos químicos presentes en una muestra dada; mientras que el
de la Química Analítica Cuantitativa, es la determinación de las cantidades en las cuales
tales elementos, compuestos o grupos químicos se encuentran en la muestra.
Para cumplimentar cualquiera de estos objetivos (cualitativo o cuantitativo), la química
analítica se vale del procedimiento denominado método analítico, el cual puede definirse
como el conjunto de operaciones físicas y químicas que permite identificar y/o
cuantificar un componente químico o un grupo dado de estos (el analito) en el sistema
material que lo contiene (la muestra). La complejidad en la composición (matriz) de la
muestra será la que determine el procesamiento a que deberá ser sometida esta última a fin
de lograr resultados óptimos en el análisis. Un ejemplo de muestra con matriz compleja es
la sangre, frecuentemente analizada con múltiples objetivos.
Los métodos de análisis químico pueden clasificarse de diferentes formas aunque, la más
aplicada, es la que los divide según la naturaleza de la medida final que se realiza. De
acuerdo con esto, los métodos de análisis químico pueden clasificarse en clásicos e
instrumentales.
Métodos clásicos: Son los más antiguos e involucran, generalmente, la aplicación de una
reacción química en la que interviene el constituyente que se desea determinar. Si el fin es
cualitativo, la reacción deberá dar lugar a la aparición de coloración, turbidez, precipitado, o
cualquier otro cambio perceptible que indique la posible presencia de especies químicas
determinadas. Estas reacciones características serán descritas y aplicadas en cursos
posteriores.
Si por el contrario, el objetivo del análisis es cuantitativo, el procedimiento químico empleado
deberá concluir con la medición final de una masa o un volumen que permitirá calcular la
cantidad o concentración de analito presente en la muestra. Este texto tratará sobre los
métodos clásicos de análisis cuantitativo.
Métodos instrumentales: Constituyen un conjunto de procedimientos basados en la
medición instrumental de alguna propiedad físico-química de las sustancias que proporciona
información sobre su estructura o composición química (métodos cualitativos) o que resulta
proporcional a la masa o concentración de las mismas en el sistema estudiado (métodos
cuantitativos). Estos métodos, por lo general, no involucran reacción química alguna y
presentan una enorme diversidad. En ocasiones, requieren de equipos que pueden resultar
altamente sofisticados y muy caros, pero que ofrecen resultados imposibles de lograr por
otras vías. Los métodos instrumentales son aplicados ampliamente tanto con fines
cualitativos como cuantitativos y, a diferencia de los métodos clásicos que han
experimentado poco cambio con el transcurso de los años, están sometidos a un constante
desarrollo y constituyen una herramienta fundamental en casi todas las ramas de la ciencia.
2

Capítulo 1. Introducción al Análisis Químico Farmacéutico / 3
Por su parte, los métodos clásicos mantienen una amplia aplicabilidad en el campo
farmacéutico, particularmente, en lo que se refiere al control de la calidad de las materias
primas utilizadas en la elaboración de medicamentos y también en el de los propios
productos terminados. Esta aplicabilidad se fundamenta en el hecho de que no siempre debe
utilizarse el método más moderno y costoso para un análisis, pues ante todo debe tomarse
en consideración el objetivo que se persigue con el mismo para seleccionar adecuadamente
el método analítico menos engorroso y costoso que sea aplicable a la muestra bajo estudio y
que garantice unos resultados con el nivel de exigencia requerido. Un científico nunca
deberá invertir tiempo o recursos para lograr más exactitud y precisión de la requerida para
un análisis dado, aunque menos aún deberá proporcionar unos resultados que no estén a la
altura de la exigencia que se plantea para el mismo.
Los Medicamentos
Medicamento es toda sustancia o preparado que, poseyendo propiedades curativas o
preventivas, es elaborado para ser administrado al hombre o a los animales, ayudando al
organismo a recuperarse de los desequilibrios producidos por las enfermedades o a
protegerlo de las mismas.
De forma general, un medicamento está compuesto por una sustancia o compuesto principal
que es la sustancia o principio farmacológicamente activo (o fármaco), responsable de
ejercer la actividad preventiva o terapéutica (curativa) que se persigue con su administración
frente a una enfermedad o padecimiento dado; y otra serie de sustancias inactivas o inertes,
que se conocen como sustancias auxiliares o excipientes, que permiten o coadyuvan a
una mejor absorción del principio activo por el organismo al mismo tiempo que garantizan su
estabilidad y posibilitan la preparación de la forma farmacéutica (tableta, ungüento, crema,
loción, jarabe, colirio, inyectable, polvos, etc.) en que será administrado. Entonces, la forma
farmacéutica es la presentación externa de un medicamento con el fin de posibilitar su
administración al individuo. En ocasiones, un medicamento incluye en su composición más
de un principio activo y entonces se dice que es una asociación medicamentosa.
Así por ejemplo, en las tabletas de KCl 500 mg, administradas a pacientes hipopotasémicos
(con niveles deprimidos de potasio en sangre), el cloruro de potasio constituye el principio
activo o fármaco, mientras que los otros componentes de la tableta (glicerina, estearato de
magnesio, hidróxido de aluminio y acacia), son las sustancias auxiliares o excipientes.
Por otra parte, antes de formar parte del medicamento, cada uno de los compuestos que va
a ser utilizado en su elaboración, constituye una materia prima (figura 1.1).
Para garantizar la calidad de un medicamento debe controlarse cuidadosamente la calidad
de cada uno de los componentes que forman parte del mismo, así como del proceso
productivo mediante el cual es elaborado. De ello depende, tanto la adecuada presentación
del producto terminado como su efectividad preventiva o terapéutica y su estabilidad física y
química. Por tal motivo, todas las materias primas que van a ser utilizadas en la elaboración
de un medicamento deben ser sometidas a un riguroso control de calidad mediante la
aplicación de una serie de técnicas analíticas que permiten comprobar si cumplen o no con
los requisitos de pureza establecidos para cada una de ellas.

Sin embargo, ese control no basta para garantizar la calidad del producto terminado.
Durante el proceso tecnológico mediante el cual se elabora el medicamento deben realizarse
diferentes chequeos con el fin de comprobar que todos los parámetros tecnológicos se
comportan adecuadamente y no se ha producido alteración alguna en las distintas etapas
productivas. Finalmente, el producto terminado es sometido a una serie de pruebas o
análisis de diferentes tipos (físicos, químicos, químico-físicos, microbiológicos, bioquímicos,
toxicológicos, etc. en dependencia de sus características) para establecer si el mismo se
encuentra o no apto para el consumo humano o animal.
En las farmacopeas, compendios que se publican en los países con más desarrollo en
producción de medicamentos, se recogen todos los análisis a que deben ser sometidos tanto
las materias primas (principios activos, sustancias auxiliares, agua de uso industrial,
envases, etc.) como los productos terminados (medicamentos y otros productos de uso
farmacéutico) que se producen en esos países. Para cada análisis se establece el “criterio
de calidad”, o sea el intervalo en el que deben encontrarse los resultados del análisis en
cuestión, para que tales materias primas o productos puedan ser considerados aptos para
el uso farmacéutico. Las materias primas y productos farmacéuticos que se importan, deben
ser sometidos también a rigurosos controles según establecen las regulaciones del país que
importa. Igualmente, debe realizarse un control periódico a las materias primas o formas
terminadas que se mantienen almacenadas ya que debe comprobarse que conservan su
calidad durante el almacenamiento.
Para una gran cantidad de los diferentes tipos de análisis y controles mencionados, se
aplican los métodos clásicos de análisis químico cuantitativo, de ahí la importancia del
adecuado aprendizaje y dominio de los mismos.
En cursos posteriores se tratarán, detalladamente, los aspectos concernientes al
aseguramiento y control de la calidad en la industria farmacéutica y a los estudios de
estabilidad química a que deben ser sometidos los nuevos fármacos y medicamentos. No
obstante, en el presente texto serán utilizados algunos ejemplos que permitirán ilustrar de
forma concreta la aplicación directa de los métodos clásicos de análisis cuantitativo con tales
fines.
Por otra parte, cuando se va a aplicar una técnica o procedimiento analítico, es
imprescindible discernir claramente cuál es la muestra, cuáles son las características de su
matriz y cuál es el analito.
Para ello, pueden tomarse como ejemplo las tabletas de cloruro de potasio (KCl)
esquematizadas anteriormente. Así, desde el punto de vista analítico, cuando se desea
determinar experimentalmente la pureza de la materia prima “cloruro de potasio”, esta última
constituirá la muestra a analizar, en la que deberá determinarse el contenido de KCL
(componente químico) que realmente presenta y que constituirá el analito, en una matriz
que pudiera estar compuesta por el KCL (analito) y otras impurezas que pudieran estar
presentes en la materia prima, considerando que es prácticamente imposible obtener un
compuesto 100% puro. El análisis mencionado forma parte de un conjunto de pruebas o
ensayos físicos y químicos establecidos para el control de la calidad de esta materia prima
en particular.
Por otra parte, si lo que se realiza es el control de calidad de un lote fabricado o importado
de tabletas de KCl, y se desea determinar si el contenido de principio activo en las tabletas
cumple con el que declara el fabricante (500mg) entonces, la muestra serían las tabletas
(que llegan al laboratorio para ser analizadas) y, el analito, el KCl contenido en ellas. La
matriz dependerá de la formulación específica que se haya utilizado por el fabricante para la
elaboración de las tabletas.
Es preciso aclarar que, cuando la muestra es un medicamento, el analito puede o no ser
específicamente el principio activo. Esto se debe a que, frecuentemente, se hace necesaria

la determinación cuantitativa de otros compuestos que acompañan o pudieran acompañar al
fármaco en la materia prima o en el medicamento.
En general, el Análisis Químico (cualitativo o cuantitativo, clásico o instrumental) tiene una
amplísima aplicación en el campo farmacéutico. Además de utilizarse, en gran medida, en el
control de la calidad de materias primas y productos terminados, se aplica también en
estudios farmacológicos, toxicológicos, farmacocinéticos, de estabilidad, en la investigación y
desarrollo de nuevos principios activos y medicamentos, en el desarrollo de kits para el
diagnóstico de enfermedades, en la fabricación de cosméticos y otros productos de aseo y
cuidado personal, etc. Igualmente, los métodos de análisis químico cualitativo y cuantitativo
son aplicables en el campo de las ciencias alimentarias, medicina, criminalística, bioquímica,
biología, en el control ambiental, en el control antidopaje, mineralogía, agricultura,
antropología, y por supuesto en la industria química, entre otros.
Los métodos clásicos de análisis químico cuantitativo constituyen el primer peldaño en
el largo recorrido dentro del amplio campo del análisis farmacéutico. Los conceptos y
definiciones que se estudian son de aplicación permanente en este campo. El estudio de los
métodos clásicos no sólo proporciona una serie de herramientas teóricas y habilidades
prácticas de aplicación directa en diversos perfiles de trabajo del profesional farmacéutico,
sino también resultan imprescindibles para el ulterior aprendizaje de métodos y técnicas de
análisis más complejos y especializados, como por ejemplo los ya mencionados métodos
instrumentales.
Por tanto, el estudio de los métodos clásicos de análisis cuantitativo, con el enfoque
farmacéutico que se le ha dado en el presente texto, debe capacitar al estudiante y futuro
profesional farmacéutico para:
1) identificar los métodos clásicos de análisis químico cuantitativo
2) aplicar los principios, conceptos y leyes en que se fundamentan tales métodos
3) manipular adecuadamente los reactivos y el equipamiento fundamental de un
laboratorio analítico, así como otros materiales utilizados en el mismo
4) preparar las disoluciones necesarias
5) interpretar correctamente el lenguaje analítico utilizado en la literatura farmacéutica
6) ejecutar los métodos y técnicas analíticas reportados en ese tipo de literatura
7) evaluar la posibilidad de aplicar los diferentes métodos clásicos de análisis
cuantitativo según las características químicas de una muestra dada
8) utilizar adecuadamente la libreta de trabajo en el laboratorio
9) realizar los cálculos necesarios y expresar correctamente los resultados parciales y
finales del trabajo analítico, haciendo referencia a los criterios de calidad
establecidos en la literatura farmacéutica
10) interpretar científicamente los resultados del análisis realizado
11) detectar las posibles fuentes de error que inciden en los resultados del trabajo
experimental y proponer la forma de minimizar la magnitud de estos siempre que
sea posible
12) acometer el estudio de otros métodos de análisis cuantitativo
1.1. REVISION DE ALGUNOS CONCEPTOS IMPORTANTES
El estudio de los métodos cuantitativos de análisis requiere del constante uso de una serie
de conceptos que el estudiante debe haber aprendido en cursos precedentes y debe revisar
con frecuencia. Entre estos conceptos se encuentran: tipos de electrolitos, disoluciones y sus
propiedades, carácter ácido - base de las sustancias, unidades de masa y volumen, formas

de expresar la concentración y la conversión entre ellas, leyes del equilibrio químico, y otros,
algunos de los cuales serán repasados brevemente.
1.1.1 – Masa, volumen y cantidad de sustancia
En primer lugar, debe precisarse que, según el Sistema Internacional de Unidades (SI)
adoptado nacionalmente en Cuba, la única unidad química para una cantidad de sustancia
es el mol. El mol se define como la cantidad de materia que contiene tantas especies
elementales (átomos, electrones, iones, pares de iones o moléculas explícitamente
especificados) como átomos de carbono hay en exactamente 0,012 kg de carbono-12 (éste
es el número de Avogadro).
Las unidades de masa que se utilizan son las que corresponden al Sistema Métrico Decimal,
o sea, gramo (g), miligramo (mg), microgramo (µg), etc. Igualmente, se aplican las de
volumen: litro (L), mililitro (mL), microlitro (µL), nanolitro (nL), etc.
En las Tablas 1.1 y 1.2 se relacionan algunas de las conversiones de unidades de masa y
volumen más utilizadas en análisis químico cuantitativo.
Tabla 1.1. - Conversiones entre unidades de masa
ng10g10mg10g10)pg(picogramo1
g10mg10g10)ng(nanogramo1
mg10g10)g(microgramo1
g10)mg(miligramo1
g10)Kg(ramologki1
36912
369
36
3
3
−−−−
−−−
−−
−
=µ===
µ===
==µ
=
=
Tabla 1.2.- Conversiones entre unidades de volumen
nL10L10mL10L10)pL(picolitro1
L10mL10L10)nL(nanolitro1
mL10L10)L(microlitro1
L10)mL(mililitro1
36912
369
36
3
−−−−
−−−
−−
−
=µ===
µ===
==µ
=
1.1.2. Electrolitos
Los electrolitos son sustancias que se disocian más o menos completamente en sus iones
cuando se disuelven en agua. Los electrolitos fuertes están virtualmente disociados por
completo, mientras que los débiles se encuentran presentes en disolución tanto disociados
como en forma molecular.
Ejemplos de electrolitos fuertes:
• los ácidos inorgánicos (perclórico, nítrico, clorhídrico, bromhídrico, yodhídrico)
• los hidróxidos alcalinos y alcalinotérreos
• casi todas las sales inorgánicas (excepto los halogenuros, cianuros y tiocianatos de
cadmio, zinc y algunos otros)
Ejemplos de electrolitos débiles:
• Algunos ácidos inorgánicos (fosfórico, bórico carbónico)

• Algunos hidróxidos inorgánicos (amonio, la mayoría de los hidróxidos de metales
divalentes y trivalentes,etc.)
• La mayoría de los ácidos orgánicos
• Haluros, cianuros y tiocianatos de mercurio, zinc y cadmio
1.1.3. Formas de expresar la concentración
Existen múltiples formas de expresar la concentración, todas, de mucha aplicación en el
análisis químico y en especial en el análisis químico farmacéutico. A continuación se
relacionan las más comúnmente empleadas no sólo cuando se trata de disoluciones que se
utilizan durante el desarrollo del análisis, sino también cuando se reportan los resultados del
mismo como por ejemplo: pureza de una materia prima, contenido de principio activo o de
impurezas en un medicamento, etc.
Concentración másica. ρ(x)
La concentración másica (ρ(x)) expresa la masa de soluto contenida en una unidad de
volumen de disolución y se calcula según:
)D(V
)x(m
disolucióndevolumen
xsolutodelasam
)x( ==ρ [1.1]
Puede expresarse, indistintamente, en g/L, mg/L, µg/L, g/mL, mg/mL, etc.
Por ejemplo, si se disuelven 40 g de NaOH hasta 250 mL de disolución, la concentración de
la disolución resultante se puede expresar en g/L,
L/g160
L25,0
g40
)D(V
)NaOH(m
)NaOH( ===ρ
La concentración de esta misma disolución puede ser expresada en cualquier unidad que
relacione la masa de NaOH por unidad de volumen de disolución. Para realizar estas
conversiones sólo es necesario conocer las relaciones entre las diferentes unidades de
masa y volumen, relacionadas en las Tablas 1.1 y 1.2.
Así, puede decirse que:
formas.otrasentremg/mL,160mg/L160000g/mL0,160g/L160(NaOH)ρ ====
Nótese que el valor de la concentración expresada en g/L y mg/mL es el mismo (160), o sea,
la relación masa / volumen se mantiene constante.
Las unidades mg/L expresan la concentración de disoluciones muy diluidas, aunque también
comúnmente se expresan en partes por millón (ppm):
ppm = masa de soluto x 106
/ masa de disolución
Puesto que la densidad de una disolución muy diluida no difiere significativamente de la del
agua (1g/mL), puede asumirse que 106
mg de disolución, es equivalente a un litro de la
misma. Por tal motivo, puede considerarse que
ppm = mg de soluto / 106
mg de disolución = mg de soluto / L de disolución
Para disoluciones todavía más diluidas la concentración puede expresarse en partes por
billón (ppb), es decir masa de soluto x 109
/ masa de disolución.
La concentración másica se emplea usualmente para expresar la concentración de
disoluciones o de principios activos en colirios, disoluciones tópicas, gotas nasales, jarabes,
etc.

Fracción másica. ω (x)
La fracción másica (ω(x)) expresa la masa de soluto contenida en una unidad de masa de
muestra, o lo que es lo mismo, la relación entre la masa de un soluto dado y la masa total de
la muestra que lo contiene, y se calcula según:
)m(m
)x(m
muestrademasa
xsolutoldemasa
)x( ==ω [1.2]
De forma análoga a la explicada para el caso de la concentración másica, las unidades en
las cuales puede expresarse la fracción másica dependerán de las unidades en las cuales se
exprese la masa de soluto y la masa de la muestra; así, la fracción másica puede expresarse
en g/g, mg/g, µg/g, g/kg, mg/kg , µg/g, etc.
La fracción másica suele emplearse con mucha frecuencia para expresar la concentración
de un analito en una muestra farmacéutica sólida (mg de principio activo por gramo de
granulado, etc.).
Concentración en porcentaje (%)
De manera general, el porcentaje expresa el número finito de unidades contenidas en un
conjunto cualquiera por cada 100 unidades del conjunto.
En química analítica, la concentración en porcentaje puede referirse a tres casos diferentes:
masa-volumen (%m-V), masa-masa (%m-m) y volumen-volumen (%V-V).
a) Porcentaje masa-volumen. % m-V
El porcentaje masa-volumen (%m-V) se define como los gramos de soluto contenidos en 100
mL de disolución y se puede calcular a través de la siguiente expresión:
100
)D(V
)x(m
100x
solutodelmasa
Vm%
mLenresadoexp
genresadaexp
×==−
[1.3]
Retomando el ejemplo de la disolución de NaOH obtenida por disolución de 40 g de NaOH
hasta 250 mL, expuesto al explicar más arriba la “concentración másica” la concentración de
esta disolución expresada en %m-V será:
disolucióndemL100/NaOHg16100
mL250
g40
)NaOH(% =×=
También, se obtiene el mismo resultado a partir del siguiente análisis:
en 250 ml de disolución están contenidos 40 g de NaOH
en 100 ml de disolución estarán contenidos x g de NaOH
%16disolucióndemL100/NaOHg16100
mL250
g40
NaOHdegx ==×=
Nótese que las unidades de masa y volumen no son arbitrarias, pues para ser consecuentes
con el concepto de %m-V, éstas deben expresar la masa de soluto (en gramos) contenida en
100 mL de disolución.
El porcentaje masa-volumen (%m-V) es la forma de expresar la concentración de
medicamentos cuya presentación es en forma líquida, como por ejemplo los colirios y las
disoluciones tópicas.
b) Porcentaje masa-masa. % m-m

El porcentaje masa-masa (%m-m) se define como los gramos de un componente contenidos
en 100g de una muestra o producto dados y puede calcularse a partir de la siguiente
expresión:
100
)muestra(m
)analito(m
mm%
genresadaexp
genresadaexp
×=− [1.4]
Esta es una forma muy conveniente de expresar la concentración de analitos en muestras
sólidas, por lo que es comúnmente se utiliza para expresar el % de pureza de las materias
primas sólidas que se emplean en la industria farmacéutica.
El % m-m es también la forma de expresión de la pureza de algunos reactivos acuosos
comerciales como por ejemplo los ácidos sulfúrico, clorhídrico, nítrico y el amoníaco. Nótese
que, en este caso, ni los solutos ni los reactivos son sólidos. El % de pureza de tales
productos comerciales se encuentra especificado, en la etiqueta del frasco o envase de
presentación, y es un dato de mucha utilidad cuando se requiere preparar disoluciones a
partir de ellos, lo cual será explicado detalladamente en el Capítulo 3.
c) Porcentaje volumen- volumen. % V-V
El porcentaje volumen-volumen se define como los mL de soluto líquido contenido en 100
mL de disolución y puede calcularse según:
100x
)D(V
)x(V
100
)x(líquidosolutodelvolumen
VV% =×=−
[1.5]
Esta forma de expresar la concentración es la que se emplea para expresar el grado
alcohólico de disoluciones de etanol pero es la de menos utilización en análisis farmacéutico.
Existen también otras dos formas de expresar la concentración que se aplican a disoluciones
de uso frecuente en la química cuantitativa. Ellas son las expresiones de concentración
molar y concentración molar de equivalentes.
Concentración molar. c(x)
La concentración molar representa la cantidad de sustancia (moles) de soluto contenida en
un litro de disolución. Se expresa en mol/L, y puede calcularse según:
)D(V
)x(n
ciatansusdecantidad
)x(c == [1.6]
donde:
n(x) es expresada en moles y V(D) en litros.
La cantidad de sustancia, n(x), puede calcularse según:
)x(M
)x(m
)x(n =
[1.7]
siendo m(x) la masa de sustancia expresada en gramos y M(x), su masa molar expresada en
g/mol. Por tanto,
)D(V
)x(M
)x(m
)x(c = [1.8]
Así, por ejemplo, si se disuelven 6,3 g de ácido oxálico dihidratado (H2C2O4 . 2H2O) en agua,
hasta completar 500 mL de disolución la concentración molar de esta última será:

L/mol1,0
L5,0
mol/g126
g3,6
)OH2.OCH(c 2422 ==
Concentración molar de equivalentes. c (x/z*)
La concentración molar de equivalentes expresa la cantidad de sustancia de equivalentes
(moles de equivalentes) de soluto contenida en un litro de disolución. Se expresa en mol/L y
puede calcularse a través de la siguiente expresión:
)D(V
)z/x(n
esequivalentdeciatansusdecantidad
)z/x(c
*
*
==
[1.9]
donde:
n(x/z*
) es expresada en mol y V(D), en litros.
Cabe recordar que z* es el número de equivalencia, es decir es el número de iones H+
, iones
OH-
, cargas positivas, cargas negativas o electrones que aporta, requiere o intercambia la
sustancia considerada en una reacción dada; y (x/z*
), son los equivalentes.
La diferencia entre esta expresión y la concentración molar radica en el concepto de
cantidad de sustancia de equivalentes (n(x/z*)) la cual se define como el número de moles
químicamente equivalentes de una sustancia en una reacción química dada.
La (n(x/z*)) puede calcularse según
)(x/zM
(x)m
)(x/zn *
*
=
[1.10]
donde:
m(x) es la masa de sustancia expresada en gramos y M(x/z*
) es la masa molar del
equivalente expresada en g/mol, que resulta del cociente entre la masa molar M(x) y el
número de equivalencia (z*) de la sustancia en la reacción dada.
Dada su importancia para el análisis volumétrico, más adelante en el epígrafe 1.1.7., se
tratará más detalladamente la forma de calcular la masa molar del equivalente de las
especies químicas según la reacción en que participen. No obstante, a continuación se
explicará un ejemplo de ese cálculo para el caso de la reacción entre el ácido oxálico y el
hidróxido de sodio, la cual puede ser representada según:
H2C2O4 + 2NaOH Na2C2O4 + 2H2O
Como puede apreciarse, un mol de H2C2O4 requiere de dos moles de NaOH para completar
la reacción, por cuanto son dos los iones H+
que requieren ser neutralizados y cada mol de
NaOH aporta solo un ión OH-
.
Conforme a la definición más arriba indicada, el número de equivalencia (z*) para el H2C2O4
y para el Na2C2O4 será igual a 2, en tanto para el NaOH será igual a 1.
Entonces, las masas molares del equivalente (redondeadas a números enteros) de estas
tres sustancias pueden calcularse de la siguiente forma:
mol/g63
2
mol/g126
2
OH2OCH
M
z
OH2OCH
M 2422
*
2422
==





=




 ..
mol/g67
2
mol/g134
2
OCNa
M
z
OCNa
M 422
*
422
==





=






mol/g40
1
mol/g40
1
NaOH
M
z
NaOH
M *
==





=





Por tanto, para la disolución preparada por disolución de 6,3 g de ácido oxálico dihidratado
(H2C2O4 . 2H2O) en agua destilada hasta completar 500 mL, la concentración molar de
equivalentes será igual a:
L/mol2,0
L5,0
mol/g63
g3,6
2
OH2OCH
c 2422
==




 .
Nótese que la magnitud de la concentración molar de equivalentes del ácido oxálico es el
doble de la magnitud de su concentración molar [0,2 mol/L = 2(0,1 mol/L)], puesto que un
mol de H2C2O4 . 2H2O representa dos moles de equivalentes del ácido. Por tanto, la
concentración molar de equivalentes puede también obtenerse según:
c(x/z*) = c(x) x z* [1.11]
Para el caso considerado del ácido oxálico quedaría:
*zx)OH2OCH(c
*z
OH2OCH
c 2422
2422
×=




 .
2xL/mol1,0
2
OH2OCH
c 2422
=




 .
L/mol2,0
2
OH2OCH
c 2422
=




 .
De forma análoga, la concentración molar de la disolución de Na2C2O4 será la mitad de la
magnitud de su concentración molar de equivalentes pero, para la disolución de NaOH,
ambas concentraciones tendrán el mismo valor por cuanto su número de equivalencia es
igual a 1.
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) instituyó a principios de la
década de los años 80, como parte del Sistema Internacional de Unidades, los términos de
concentración molar y concentración molar de equivalentes. Sin embargo, en la práctica
estos términos aún no se han generalizado y en la mayoría de los textos y literatura científica
(incluidas las farmacopeas) que no han adoptado el Sistema Internacional de Unidades (SI)
la expresión “cantidad de sustancia de equivalentes” de una especie dada aparece como
“número de equivalentes” (o “número de miliequivalentes” cuando resulta más conveniente),
mientras que la “masa molar del equivalente” aparece como “equivalente gramo” (o
miliequivalente gramo). Igualmente se siguen empleando las tradicionales denominaciones
de NORMALIDAD (para referirse a la concentración molar de equivalentes) y MOLARIDAD
(para referirse a la concentración molar). Estas denominaciones no indican de forma
explícita (aunque sí implícitamente) las unidades (mol/L) en que se expresan ambas formas
de concentración.
Así, una disolución de HCl de concentración molar de equivalentes de 0,1 mol/L se
representa como 0,1 N (0,1 normal), mientras que una de concentración molar igual a 0,1
mol/L, se representa como 0,1 M (0,1 molar).
Con el objetivo de que los estudiantes se familiaricen con ambas terminologías, en este texto
se emplearán, indistintamente, los términos de concentración molar del equivalente o
normalidad, y concentración molar o molaridad.

En resumen, existen múltiples formas de expresar la concentración de una disolución; la
utilización de una u otra depende del objetivo para el cual se haya preparado la misma o
para el cual se deba realizar el cálculo.
Como ejemplo de las formas en que puede expresarse la concentración para una misma
disolución, tomaremos la que resulta de disolver 1,58 g de permanganato de potasio
(KMnO4) en agua destilada hasta completar un volumen total de 250 mL. La concentración
podrá ser expresada en:
a) porcentaje masa – volumen.
100x
)D(V
)KMnO(m
vm% 4
=−
%63,0100x
mL250
g58,1
vm% ==−
b) en unidades de concentración másica.
mL/g0063,0
mL250
g58,1
)D(V
)KMnO(m
)KMnO( 4
4 ===ρ
ppm6300L/mg6300mL/mg3,6L/g3,6mL/g0063,0)KMnO( 4 =====ρ
c) en unidades de concentración molar.
M04,0L/mol04,0
L25,0
mol/g158
g58,1
)D(V
)KMnO(M
)KMnO(m
)D(V
)KMnO(n
)KMnO(c 4
4
4
4 =====
d) en unidades de concentración molar de equivalentes
)D(V
)z/KMnO(M
)KMnO(m
)D(V
)z/KMnO(n
*z
KMnO
c
*
4
4
*
44
==





El MnO4
-
es un agente oxidante fuerte que en medio ácido se reduce a Mn2+
,
intercambiando 5 electrones, según:
MnO4
-
+ 8H+
+ 5e Mn2+
+ 4H2O
Por tal motivo, el número de equivalencia de KMnO4 es igual a 5. Entonces:
mol/g6,31
5
mol/g158
5
)KMnO(M
*z
KMnO
M 44
===





:aigualseríasoluciónlade
*z
KMnO
clay 4






N2,0L/mol2,0
L25,0
mol/g6,31
g58,1
5
KMnO
c 4
===





El conocimiento de las diferentes formas de expresar la concentración y las posibilidades y
vías de conversión entre ellas son de importancia vital en las ciencias farmacéuticas.
1.1.4. El equilibrio químico

Dada la importancia que presenta el equilibrio químico en el análisis químico cuantitativo,
será necesario retomar este concepto en múltiples oportunidades durante el desarrollo de los
diferentes métodos que serán abordados en el presente texto. No obstante, en este capítulo
serán repasados algunos aspectos esenciales.
En primer lugar, debe tenerse siempre presente que las reacciones químicas no son
completas sino que se desarrollan hasta que la relación entre las concentraciones molares
entre los productos y reaccionantes es constante. Esta relación numérica, llamada
constante de equilibrio, es de gran importancia práctica en el estudio y aplicación de los
métodos cuantitativos de análisis.
Si se tiene en cuenta que en los métodos clásicos de análisis químico cuantitativo se
desarrolla, generalmente, una reacción química que involucra directa o indirectamente al
analito, y que debe asegurarse que tales reacciones ocurran de la forma más completa
posible para garantizar resultados que realmente reflejen la cantidad del mismo presente en
la muestra, todo lo relacionado con el alcance del equilibrio químico de tales reacciones
resulta de sumo interés para el analista.
Debe entonces tenerse presente que, si se considera como ecuación general de un sistema
en equilibrio:
a A + b B d D + e E
donde A y B son los reaccionantes; C y D, los productos de la reacción y las letras
minúsculas, sus respectivos coeficientes estequiométricos, la constante de equilibrio deberá
ser expresada según:
[ ] [ ]
[ ] [ ]ba
ed
eq
)B(c)A(c
)E(c)D(c
=K [1.12]
en la cual, para el caso concreto de las reacciones que ocurren en fase gaseosa, deberán
aparecer las presiones parciales de los gases participantes.
Las expresiones de las constantes de equilibrio para las diferentes reacciones permiten
predecir la dirección en que ocurre una reacción y en qué medida está favorecida esa
dirección, pero no ofrecen información sobre la velocidad con que se desarrollará hasta
alcanzar la condición de equilibrio. El valor numérico de la constante de equilibrio dependerá
de la temperatura, y es independiente del camino por el cual el equilibrio ha sido alcanzado.
Como ya se ha mencionado antes, al estudiar los diferentes tipos de reacciones de interés
en el análisis cuantitativo, deberán tomarse en cuenta todos estos aspectos.
1.1.5. Ácidos y bases
El concepto del comportamiento ácido – base de una sustancia dada en disolución, fue
propuesto por Brönsted y Lowry en el año 1923. Tal concepto expresa lo siguiente:
“…un ácido es una sustancia capaz de ceder un protón y una base es una sustancia
que puede aceptar un protón. Para ello, deberá estar presente un aceptor o donador
de protones respectivamente”.
Este concepto incluye que cada ácido tiene asociada una base conjugada y cada base, un
ácido conjugado.
Muchos disolventes son aceptores o dadores de protones y por tanto inducen el
comportamiento ácido o básico en solutos disueltos en ellos.
El agua es un disolvente anfiprótico típico, capaz de comportarse como dador o aceptor de
protones en dependencia del soluto presente, lo cual puede ejemplificarse según:
NH3 + H2O NH4
+
+ OH -
base ácido ácido conjugado base conjugada

HNO2 + H2O NO2
-
+ H3O+
ácido base base conjugada ácido conjugado
Puede observarse que un ácido, después de ceder un protón, se convierte en su base
conjugada, la que a su vez se comporta como aceptora de protones (ácido) para volver a la
forma ácida original. Similarmente ocurre con la base y su ácido conjugado.
A su vez, el agua es un disolvente anfiprótico, o sea, sufre su propia disociación o
autoprotólisis, para formar un par de especies iónicas mediante una reacción ácido – base.
Otros ejemplos de disolventes anfipróticos lo constituyen el metanol y el amoníaco.
H2O + H2O H3O+
+ OH –
CH3OH + CH3OH CH3OH2
+
+ CH3O –
NH3 + NH3 NH4
+
+ NH2
–
Para el caso del agua, el catión producido se denomina “ión hidronio”. Esta es la especie
más estable de todas las que pueden formarse por enlaces covalentes del protón con los
pares de electrones no compartidos del oxígeno, por lo que se utiliza para simbolizarlas a
todas. No obstante, en ocasiones se prefiere utilizar el símbolo H+
para simplificar la
expresión de las ecuaciones en las que intervienen estos protones.
1.1.6. Constante del producto de solubilidad
Si se considera una disolución acuosa de una sal poco soluble AB, el equilibrio de esta
reacción puede describirse mediante la siguiente ecuación:
AB(S) A+
+ B-
donde AB(S) representa la fase sólida.
Esto es un equilibrio dinámico que existe entre un compuesto de escasa solubilidad y sus
iones en disolución, mediante el cual la sal poco soluble AB(s) está sometida a un constante
proceso de disolución, así como de formación. Como las velocidades de estos dos procesos
son iguales en el estado de equilibrio, el sistema no experimenta ningún cambio apreciable
en su composición, siendo constante la concentración de los iones en la disolución. Así
pues, el equilibrio entre la sal AB(s) y sus iones puede describirse mediante la siguiente
expresión:
)AB(c
)B(cx)A(c
Keq
)S(
−+
= [1.13]
en la que las concentraciones se expresan como concentraciones molares.
Ahora bien, esta fórmula puede simplificarse si se tiene en cuenta que la posición de
equilibrio no se ve afectada por la cantidad de sólido, es decir, la cantidad de precipitado
presente no afecta las concentraciones de las disoluciones saturadas puesto que su
concentración (más exactamente actividad) es constante, o sea, para este caso: c(AB(S)) =
constante.
Entonces puede escribirse:
Keq x c(AB (s)) = Kps = c (A+
) x c (B-
) [1.14]

La constante de equilibrio (K eq) se denomina constante del producto de solubilidad (Kps) y
puede definirse como “el valor (máximo y constante) del producto de las
concentraciones de los iones en disolución en equilibrio con su precipitado”.
Cuando la sustancia poco soluble es del tipo AyBz, la expresión 1.14 toma la forma:
Kps = c (A)y
x c (B)z
[1.15]
Nótese que la constante del producto de solubilidad (algunos autores la representan también
con la letra S) define la condición de equilibrio en términos de concentración de los iones en
disolución que proceden del sólido. Nótese además que el valor de Kps se define para cada
precipitado como “máximo y constante”, de lo que se deduce que un precipitado comenzará
a formarse en una disolución, una vez que el producto de las concentraciones de sus iones
en disolución alcance o supere el valor numérico de la Kps y que no ocurrirá precipitación en
las disoluciones en que este producto sea numéricamente inferior al valor de Kps del sólido.
Así por ejemplo para el caso del NaCl:
Ag+
+ Cl-
AgCl (S)
Kps AgCl = c (Cl-
) x c (Ag+
) = 1,8 x 10-10
En una disolución que contenga iones Cl-
a una determinada concentración y a la cual se
adiciona una disolución que contenga iones Ag+
; el precipitado de AgCl no comenzará a
formarse hasta tanto el producto de las concentraciones de los iones Cl-
y los iones Ag+
(c(Cl-
) x c(Ag+
)) en disolución, no alcance el valor de 1,82 x 10-10
. A partir de este momento
la sucesiva adición de iones Ag+
contribuirá al incremento de la cantidad de precipitado de
AgCl(S), pero el producto de las concentraciones de los iones Cl-
y Ag+
será siempre de 1,8 x
10-10
. De ahí que el valor de Kps se defina como “máximo y constante”.
Es de vital importancia comprender que la Kps se aplica solamente a una disolución
saturada que está en contacto con un exceso de sólido sin disolver. Los valores numéricos
de la Kps dependen de la temperatura. Una relación de estos valores para diferentes
precipitados, puede observarse en el Apéndice 5.
La gran utilidad de la Kps radica en que permite calcular la concentración de un ión en
disolución en equilibrio con su precipitado si se conoce la concentración del otro ión, lo cual
constituye una importante herramienta en análisis químico cuando se desea deducir el orden
en que precipitan varios iones presentes en una disolución.
1.1.7. Cálculo de la masa molar del equivalente
Como la masa molar del equivalente de una sustancia resulta de dividir su masa molar M(x)
entre su número de equivalencia (z*) en la reacción dada, lo primero que debe establecerse
de forma precisa es el tipo de reacción (o secuencia de reacciones) en la que esa participa
esa sustancia, es decir, si se trata de una reacción de neutralización, precipitación,
formación de complejos o de oxidación-reducción, debido a que, frecuentemente, un mismo
compuesto puede participar en más de un tipo de reacción química y por lo tanto puede
presentar más de una masa molar del equivalente.
1.1.7.1. Reacciones de neutralización.
La masa molar del equivalente de una sustancia que participa en una reacción de
neutralización es la masa molar que reacciona con, o suministra, un mol de ión hidronio
(hidrógeno reemplazable).
Las masas molares del equivalente del ácido clorhídrico y del hidróxido de sodio coinciden
con sus masas molares, por cuanto poseen un hidrógeno o hidróxilo reactivos,
respectivamente. Igualmente ocurre con el ácido acético (HC2H3O2), que posee un sólo
hidrógeno ácido.
El hidróxido de calcio (Ca(OH)2), es una base fuerte que contiene dos grupos hidroxilos los
cuales no se pueden diferenciar en reactividad por cuanto la base reacciona con dos iones

hidrógeno en una reacción ácido-base. En este caso, su masa molar equivalente será la
mitad de su masa molar.
En disoluciones acuosas, el ácido sulfúrico presenta una disociación incompleta de su
segundo ión hidrógeno. Sin embargo, el ión hidrógeno sulfato es suficientemente ácido como
para considerar que ambos iones hidrógeno participan en todas las reacciones de
neutralización acuosas.
Entonces, para la reacción:
H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) Na2SO4 (ac) + 2 H2O
la masa molar del equivalente de cada uno de las sustancias se calcula de la siguiente
forma:
2
)SOH(M
)
*z
SOH
(M 4242
=
1
)NaOH(M
)
*z
NaOH
(M =
2
)SONa(M
)
*z
SONa
(M 4242
=
La situación se torna más compleja cuando los reaccionantes contienen dos o más iones
hidronio o hidroxilo con marcada diferencia entre sus constantes de disociación. En estos
casos, la definición del número de equivalencia (z*
) requiere del conocimiento de la etapa de
neutralización que se está llevando a cabo. Tal es la situación que se presenta con el ácido
fosfórico (H3PO4), para el cual se tiene en cuenta sólo la neutralización de los dos primeros
protones (en 2 etapas de neutralización, respectivamente), ya que no es posible
prácticamente la neutralización del tercer ión hidrógeno. Por tal motivo, la masa molar del
equivalente del ácido fosfórico, no puede considerarse automáticamente como un tercio de
su masa molar, pues será igual a la masa molar cuando ocurre la disociación del primer ión
hidrógeno, e igual a la mitad de su masa molar, cuando también ocurre la disociación del
segundo.
1.1.7.2. Reacciones de oxidación-reducción
En este tipo de reacciones, la masa molar del equivalente de una sustancia es la masa
molar que está directa o indirectamente implicada en la transferencia de un electrón (un mol
de electrones), y se calcula dividiendo el número de moles de la sustancia en cuestión por el
número total de electrones que se intercambian en una reacción dada. Este cálculo nunca
debe realizarse a partir de las medias reacciones de oxidación o reducción, sino a partir de la
representación de la ecuación global.
Por ejemplo, para la reacción que ocurre entre el permanganato de potasio (KMnO4) y una
sal de hierro (II),
5 Fe2+
+ MnO-
+ 8 H3O+
5 Fe3+
+ Mn2+
+ 12 H2O
las masas molares del equivalente para las especies Fe2+
y Fe3+
, serían:
)
1
)Fe(M
(M)
5
)Fe(M5
(M)
*z
Fe
(M)
*z
Fe
(M
3332 ++++
===

Para este cálculo se tiene en cuenta que en la reacción intervienen 5 moles de Fe2+
o Fe3+
y, además, se intercambian en total 5 electrones.
Para el ión permanganato,
5
)MnO(M
)
*z
MnO
(M 44
−−
=
De igual forma se calcula la masa molar del equivalente para el ión Mn2+
, según:
5
)Mn(M
)
*z
Mn
(M
22 ++
=
Al igual que en las reacciones de neutralización, la masa molar de un agente oxidante o
reductor puede variar de una reacción a otra. Por ejemplo, el propio permanganato de
potasio puede presentar cuatro reacciones redox diferentes frente a agentes reductores, en
dependencia de las condiciones en que se desarrollen las mismas, dando lugar a diferentes
productos de reducción (MnO2, Mn2+
, y otros).
1.1.7.2. Reacciones de precipitación y de formación de complejos
En estos tipos de reacciones, la masa molar del equivalente de una sustancia es la cantidad
de sustancia que contiene o reacciona con un mol de un catión monovalente, o con medio
mol de uno divalente, o con un tercio de uno trivalente, etc. Para un catión, se calcula
dividiendo su masa molar entre su número de oxidación y, en el caso de una sustancia que
reacciona con esta catión, dividiendo su masa molar entre el mismo número de oxidación del
catión.
En esta definición, el número de equivalencia siempre se establece con el catión que está
directamente implicado en la reacción, que no tiene que ser necesariamente el mismo catión
que forma parte del compuesto cuya masa molar del equivalente se está calculando.
Por ejemplo, para una reacción de precipitación en la que interviene el nitrato de plata
(AgNO3), las masas molares del equivalente para el ión Ag+
y para el AgNO3, se calculan
según:
1
)Ag(M
)
*z
Ag
(M
++
= y
1
)AgNO(M
)
*z
AgNO
( 33
=M
En el caso de las reacciones de formación de complejos el análisis es similar. Por ejemplo,
en la reacción
Ag+
+ 2 CN-
→ [Ag(CN)2]-
el catión Ag+
es monovalente y, sin embargo, dos iones cianuro se combinan con él. De
aquí que la masa molar del equivalente del complejo se calcula dividiendo la masa molar del
ión complejo entre uno.
Existe un caso especial cuando se forman complejos entre los iones metálicos (con número
de coordinación igual o inferior a 6) y ligandos como el ácido etilendiaminotetraacético
(EDTA) u otros similares. Para estos complejos, el número de equivalencia siempre será
igual a uno porque la reacción siempre ocurrirá mol a mol. Este caso en particular es de
especial interés en el análisis químico cuantitativo y se estudiará con más detalle en el
Capítulo 6.
1.1.7.4. Masa equivalente de especies que no participan directamente en una reacción
dada.
En ocasiones, se hace necesario calcular la masa molar equivalente de una especie química
que no participa directamente en una reacción dada, aunque sí se encuentre involucrada

indirectamente en la misma. Esto puede ocurrir en análisis químico cuantitativo, y un
ejemplo de ello es la precipitación de iones Pb(II) como cromato de plomo, en medio ácido:
Pb2+
+ CrO4
2-
→ PbCrO4 (s)
El precipitado se filtra, se lava repetidamente hasta que esté libre del reactivo precipitante y
se redisuelve en ácido clorhídrico diluido, con lo que se favorece la formación del ión
dicromato.
2 PbCrO4 (s) + 2H+
→ Pb2+
+ Cr2O7
2-
+ H2O
Finalmente, el ión dicromato es el que se hace reaccionar con una disolución de hierro(II).
Cr2O7
2-
+ 6 Fe2+
+ 14 H+
→ 2 Cr3+
+ 6 Fe3+
+ 7 H2O
Si se necesita calcular el número de equivalencia del plomo en este caso, el cálculo no
puede realizarse por simple análisis del cambio en su número de oxidación, pues se observa
claramente que este último no manifiesta ningún cambio. Sin embargo, sí puede observarse
que el plomo(II) reacciona con el ión cromato en una relación 1:1 y que, en la reacción final,
cada ión Cr(VI) experimenta un cambio en su número de oxidación desde +6 hasta +3.
Por tanto, a cada ión plomo está asociado un cambio de número de oxidación de 3, y su
masa molar equivalente, sería un tercio de su masa molar para esta reacción en la cual
participa indirectamente.
Con este ejemplo se pone de manifiesto el razonamiento que debe seguirse cuando se hace
necesario determinar la masa molar equivalente de una especie química que no participa
directamente en la reacción principal que se toma en consideración.
1.2. CLASIFICACIÓN DE LOS MÉTODOS CLÁSICOS DE ANÁLISIS CUANTITATIVO
Como ya se ha mencionado antes, los métodos clásicos de análisis químico cuantitativo
generalmente se basan en una reacción química en la que interviene el componente de la
muestra que se desea determinar. Basándose en la naturaleza de la medida final del
análisis, cuya magnitud es proporcional a la cantidad de analito en la muestra, estos
métodos se subdividen en:
Métodos de análisis gravimétrico, en los que la determinación del analito se realiza
midiendo directa o indirectamente su masa. En la mayoría de los casos es el producto de
una reacción química el que se separa de la disolución por filtración y se pesa después de
secar. En otros pocos casos no es necesaria una reacción química para realizar la
determinación cuantitativa.
Métodos de análisis volumétrico, en los que la determinación se realiza mediante la
medida exacta del volumen de disolución consumido durante una reacción total en la que
está involucrado el analito. Si el producto de la reacción es un gas, el método recibe el
nombre particular de gasométrico.
Existe también otra clasificación de los métodos clásicos que se basa en la cantidad de
muestra que se toma para la determinación, y que los divide en tres grupos: los
macroanálisis (> 0,1 g), los semimicroanálisis (0,01 – 0,1 g) y los microanálisis (1 mg – 10
mg). Esta clasificación es de menor utilización puesto que sólo se utiliza cuando es
importante hacer énfasis en la cantidad de muestra de la que se parte.
1.3. REACTIVOS Y EQUIPAMIENTO EN UN LABORATORIO DE ANÁLISIS
QUÍMICO Y SU MANIPULACION.
Antes comenzar a desarrollar el trabajo experimental, el estudiante debe tener presente que
en un laboratorio de análisis químico cuantitativo es imprescindible trabajar con el mayor

rigor técnico posible. El mínimo error o descuido que se cometa puede alterar los resultados
de una determinación analítica que, posiblemente, haya requerido de un considerable
número de pasos. El adecuado conocimiento de los diferentes tipos de reactivos, utensilios
y equipos que se utilizan en un laboratorio analítico, así como la correcta manipulación de
cada uno de ellos constituyen el pilar fundamental en el que descansa la garantía de un
trabajo experimental técnicamente satisfactorio. Por tal motivo, debe prestarse especial
atención a los epígrafes que se detallan a continuación.
1.3.1. Reactivos
Los reactivos químicos se producen y comercializan con diferente grado de pureza. La
obtención de un reactivo muy puro origina un encarecimiento apreciable del mismo, por lo
que su adquisición deberá estar plenamente justificada atendiendo al objetivo para el que
será destinado. Toda persona que utilice reactivos químicos debe conocer cómo se
clasifican estos, atendiendo a la calidad con que son producidos, de manera que pueda
seleccionar la calidad de reactivo adecuada para cada trabajo en particular.
Por ejemplo, el análisis químico cuantitativo requiere de reactivos de elevada pureza porque
de ésta depende la exactitud de los resultados que puedan obtenerse. Sin embargo, para
ciertos trabajos no analíticos, como por ejemplo para la limpieza de ciertos utensilios de
laboratorio, pueden utilizarse reactivos de poca pureza. Es, por tanto extremadamente
importante saber seleccionar la calidad de un reactivo en función del uso al que será
destinado.
Tomando como referencia, lo que sugiere la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada
(IUPAC), los reactivos químicos pueden clasificarse, de acuerdo a su calidad, en cuatro
grandes grupos:
1. Reactivos crudos: Son los productos obtenidos de sus fuentes naturales o productos
intermedios de elaboración. Jamás se emplean en una técnica analítica.
2. Reactivos técnicos: Son productos obtenidos con un mayor grado de elaboración pero
cuyas impurezas no se han determinado y por tanto no se conocen. Se emplean
fundamentalmente en la industria (aunque no para cualquier uso) y en los laboratorios,
para la limpieza de la cristalería y los instrumentos. Por lo general no se emplean en los
laboratorios analíticos.
3. Reactivos puros: Son reactivos de pureza ligeramente mayor que los reactivos técnicos
aunque su composición e impurezas, generalmente, no se conocen ni cualitativa ni
cuantitativamente. No son adecuados para uso analítico aunque pueden utilizarse en
laboratorios para procesos de obtención de otras sustancias que posteriormente serán
purificadas.

4. Reactivos analíticos: Estos reactivos
se producen comercialmente con un
alto grado de pureza. En las etiquetas
de los frascos se relacionan los límites
máximos de impurezas permitidas por
las especificaciones para la calidad del
reactivo o los resultados del análisis
para las distintas impurezas (figura
1.2). No obstante, pueden distinguirse
tres calidades distintas:
• Reactivos para análisis (PA):
Son aquellos cuyo contenido en
impurezas no rebasa el número
mínimo de sustancias determinables
por el método que se utilice. Son los
más usados en el análisis químico
clásico, tanto cualitativo como
cuantitativo.
Figura 1.2. Reactivos analíticos
• Reactivos purísimos: Son reactivos con un mayor grado de pureza que los
reactivos “para análisis” y por tanto su proceso de obtención es más riguroso. Es de
suponer que estos reactivos tienen un precio más elevado.
• Reactivos especiales: Son reactivos aún más puros que los anteriores y se
destinan para métodos instrumentales especiales que demandan altos requerimientos
de pureza. Entre ellos pueden citarse los reactivos de calidad espectroscópica y los
destinados a los métodos cromatográficos.
Existen otros términos para clasificar los reactivos según su calidad pero en esencia se
corresponden con las descripciones antes mencionadas. De manera particular se nombran
algunos reactivos que tienen características y usos específicos en el análisis químico, como
son los reactivos “calidad patrón primario” y los “patrones de referencia”.
Los patrones primarios, son reactivos sólidos que, además de poseer una elevada pureza,
han sido analizados exhaustivamente. Además de ello, para que un reactivo químico pueda
ser considerado como patrón primario, debe presentar las siguientes características:
1. Estabilidad frente a los diferentes agentes atmosféricos (humedad, luz, etc.), tanto
en estado sólido como en disolución.
2. Composición que corresponda rigurosamente con su fórmula química.
3. Masa molar del equivalente suficientemente elevada lo que se disminuye el error
inherente a la operación de pesada del reactivo.
4. No ser delicuescente o eflorescente.
5. Ser de fácil obtención y purificación. Debe presentar un contenido de impurezas
menor de 0,1 % y deben existir métodos que permitan comprobar su pureza.
6. Ser de fácil adquisición y no, excesivamente caro.
Los patrones primarios se utilizan en el análisis cuantitativo de analitos con los que no
guardan ninguna similitud desde el punto de vista de su estructura química. Sus disoluciones
resultan de una concentración exactamente conocida, cuando se preparan adecuadamente,
y este dato resulta de gran utilidad en el cálculo de la concentración del analito en la

disolución de ensayo. Otros detalles relacionados con el uso de los patrones primarios se
estudiarán en capítulos posteriores.
Por su parte, los patrones de referencia son sustancias que, también poseen una elevada
pureza, comprobada exhaustivamente, pero a diferencia de los patrones primarios, sí son
estructuralmente idénticos al analito. Son extremadamente caros, pero imprescindibles en el
análisis químico, si se pretende obtener resultados confiables. Como su nombre lo indica, se
utilizan como “referencia”, es decir para poder contar con un patrón de comparación al
evaluar la respuesta que ofrece el analito frente a un método analítico en particular. Se
utilizan tanto con fines cualitativos como cuantitativos. Siempre debe especificarse de qué
sustancia en particular es el patrón de referencia que se emplea.
En lo que respecta al análisis farmacéutico en particular, debe tenerse en cuenta además
que se producen y comercializan reactivos cuyas especificaciones de calidad consideran
límites de contaminantes peligrosos para la salud, como por ejemplo los reactivos calidad
farmacopea, que concuerdan con las especificaciones establecidas por tales compendios,
según se identifique cada uno explícitamente (USP = United States Pharmacopeia, BP =
British Pharmacopoeia, y otras).
Normas para el manejo de reactivos y disoluciones
Disponer de reactivos y disoluciones de pureza establecida es fundamental para llevar a
cabo con éxito un trabajo analítico. Un frasco recién abierto de un reactivo químico se puede
utilizar con confianza en la mayoría de las aplicaciones; pero cuando el frasco ya ha sido
utilizado, esa confianza dependerá de la forma en que se hayan manejado tanto el reactivo
como el frasco después de abrirlo. Sólo con el cumplimiento de las normas para el manejo
de reactivos y disoluciones, se conseguirá evitar la contaminación involuntaria de reactivos y
disoluciones y los accidentes ocasionados por una deficiente manipulación de los mismos.
Tales normas son las siguientes:
1. Escoger la mejor calidad del producto químico para el trabajo analítico, tomando
siempre en consideración los requerimientos de este último. De ser posible,
seleccionar el frasco de menor capacidad que proporcione la cantidad de reactivo
que se necesita.
2. Tapar inmediatamente el frasco una vez extraído el reactivo; no confiar en que otro
lo haga.
3. Sujetar el tapón del frasco con los dedos; el tapón nunca debe dejarse sobre el
puesto de trabajo. En todo caso, el tapón u otro tipo de tapa deberá colocarse de
forma que la parte que queda hacia el interior del frasco esté hacia arriba y nunca en
contacto con la superficie de la mesa de trabajo u otra cualquiera. Evitar destapar
varios frascos a la vez para no confundir las tapas respectivas. Una vez destapados,
evitar colocarlos destapados en lugares en que puedan ser salpicados por agua u
otros líquidos.
4. A menos que se indique lo contrario, evitar devolver al frasco el exceso de reactivo o
de disolución. El mínimo ahorro que representa dicha devolución, constituye un
riesgo de contaminar el frasco.
5. Igualmente si no se especifica lo contrario, evitar la introducción de punzones,
espátulas o cuchillos en un frasco que contenga un producto químico sólido. En vez
de eso, es mejor agitar el frasco tapado, vigorosamente o golpearlo cuidadosamente
sobre una mesa de madera para desmenuzar su contenido y después extraer la
cantidad deseada. A veces estas medida son insuficientes y debe utilizarse una
cuchara de porcelana limpia.
6. Conservar limpio el estante de los reactivos. Limpiar inmediatamente cualquier
salpicadura, aunque haya alguien esperando para usar el mismo reactivo.

7. Rotular inmediatamente cualquier frasco de reactivo o disolución cuya etiqueta
original se haya deteriorado tanto que pueda impedir la lectura de la información que
posee. Especificar, en el nuevo rótulo, todos los detalles que aparecen en la etiqueta
original. Nunca dejar para después la rotulación de un frasco con reactivo o con
disolución, ya que podría ser fatal para cualquier persona que al encontrarlo, no
pueda identificar su contenido. Existen reactivos que provocan explosión al contacto
con el agua, como por ejemplo el sodio metálico.
8. Mantener ordenado el lugar en el que se guardan los reactivos del laboratorio una
vez que han sido utilizados.
1.3.2. Equipamiento y su manipulación
El equipamiento de un laboratorio de Análisis Químico Cuantitativo tiene una composición
muy diversa en diseño y materiales. Algunos recipientes o utensilios que inicialmente fueron
de vidrio, han sido fabricados posteriormente de plástico o teflón. Los equipos, también han
evolucionado, digitalizándose y simplificándose su uso. En general, el equipamiento de
laboratorio, considerando como tal los utensilios, instrumentos, recipientes, aparatos y
equipos, puede clasificarse de diversas formas pero la forma más práctica es atendiendo al
uso al que están destinados: medir volúmenes de líquidos o disoluciones, realizar pesadas,
filtrar, evaporar disolventes, calentar, etc.
1.3.2.1 – Utensilios y recipientes para medir volúmenes
En la mayoría de las técnicas empleadas en el análisis químico cuantitativo, es de suma
importancia la medida exacta del volumen de disoluciones. Del adecuado conocimiento de
los diferentes utensilios que se utilizan para ello, así como de la correcta manipulación y
limpieza de los mismos, dependen, en gran medida, los resultados de un análisis.
La pipeta, la bureta y el matraz aforado o volumétrico han sido diseñados para medir o
contener volúmenes exactos en análisis químico. Las pipetas y buretas están diseñadas
para medir el volumen que se toma o vierte, y el matraz aforado o volumétrico está diseñado
para contener o preparar un volumen exacto de una disolución. Todos estos utensilios están
calibrados (sometidos a comprobación experimental contra referencia) a una temperatura
determinada, especificada por el fabricante, debido a que el volumen de una masa de líquido
y, en menor proporción, el volumen del recipiente que lo contiene, dependen de la
temperatura. Afortunadamente, el vidrio es un material con un pequeño coeficiente de
dilatación térmica, por lo que pequeños cambios de temperatura no obligan a realizar
correcciones en las mediciones cuando los trabajos no requieren de una gran exactitud. En
cuanto a los líquidos, debe tenerse en cuenta que el coeficiente de expansión de
disoluciones acuosas diluidas es tal que una variación de 5°C afectará las medidas
volumétricas ordinarias de éstas, pero una variación de sólo 1°C será de considerable
importancia únicamente cuando se trabaja con líquidos orgánicos o, al menos, con la
mayoría de estos.
Los fabricantes graban en el vidrio una marca que indica el volumen a contener o los
volúmenes a medir en los diferentes utensilios limpios. Por tanto, cuando se va a utilizar este
material de laboratorio, debe comprobarse que su superficie interior esté libre de suciedad o
grasa. Más adelante, en este propio capítulo, se ofrecerán algunos detalles sobre la forma
en que debe realizarse la limpieza de estos utensilios.
Pipetas: Las pipetas, salvo que se especifique lo contrario, son instrumentos destinados a la
medición de volúmenes exactos (figura 1.3.). Existen varios tipos de pipetas comerciales
como son: las volumétricas, las de Mohr o graduadas, las serológicas, las micropipetas y las
pipetas automáticas. De todas ellas, las más utilizadas en el análisis químico cuantitativo son
las volumétricas y las de Mohr, aunque últimamente son cada vez más empleadas las
pipetas automáticas.
Las pipetas volumétricas sólo tienen una línea de aforo (marca realizada por el fabricante)
hasta la cual se deben llenar de líquido. Poseen un abultamiento en el centro y las hay

desde 1 mL hasta 100 mL o más. En la mayoría de los casos, el volumen para el cual han
sido fabricadas incluye desde el aforo hasta la punta de la pipeta, pero también pueden
encontrarse pipetas volumétricas de doble aforo, lo que significa que únicamente deben
vaciarse hasta que el líquido llegue hasta el segundo aforo. Todas tienen la cualidad de
medir únicamente el volumen total para el cual han sido fabricadas y calibradas.
Las pipetas de Mohr no poseen el
abultamiento en el centro y se encuentran
graduadas en toda su longitud por lo que,
además de medir un volumen total, pueden
medir también diferentes fracciones de
éste. Existen dos tipos de pipetas de Mohr:
las de simple aforo que pueden ser
descargadas libremente pues la graduación
llega hasta la punta de la misma y las de
doble aforo, las cuales poseen
adicionalmente una marca que indica hasta
donde deben ser vaciadas para medir
exactamente un volumen dado.
Resulta lógico y además muy importante
que, antes de utilizar una pipeta, debe
observarse cuidadosamente si es de
simple o doble aforo, pues un vaciado
inadecuado de las mismas puede conducir
a graves errores en los resultados. Las
pipetas de simple aforo vienen marcadas
con las siglas TC, del inglés “to contain” y
están calibradas para dejar salir
exactamente el volumen para el cual fueron
construidas.
Figura 1.3. Diferentes tipos de pipetas
Manipulación de las pipetas
Para llenar las pipetas con el líquido, se ejerce una ligera succión en su extremo superior, lo
cual deberá hacerse auxiliándose de un pequeño tramo de tubo de goma o con las llamadas
“peras de goma. Primeramente, deberá introducirse en la pipeta una pequeña cantidad de
líquido para proceder a “endulzar” la misma, es decir, mojar totalmente las paredes internas
de la pipeta con el líquido cuyo volumen exacto se desea medir. Esta operación deberá
realizarse al menos dos veces más, con lo que se evita que la disolución, cuyo volumen
exacto se desea medir, altere su concentración con el agua destilada que pueda quedar
adherida a las paredes interiores de la pipeta producto del proceso de su lavado. Después,
se procede al llenado de la pipeta con el auxilio de una pera de goma y con mucho cuidado
hasta más arriba de la marca de graduación (figura 1.4.a.). Se presiona ligeramente con el
dedo índice sobre el extremo superior de la pipeta para evitar que el líquido salga, se
comprueba que no hay burbujas o espuma y se limpia la superficie exterior, que se ha
mojado con el líquido, con un pequeño pedazo de papel absorbente (figuras 1.4.b. y c.). Se
deja salir lentamente el líquido, eliminando ligeramente la presión del dedo índice sobre el
extremo superior de la pipeta, apoyando la misma sobre la pared interior de un vaso de
precipitado de manera que el nivel del líquido descienda hasta el aforo o la línea de
graduación que se desea. Se detiene la salida del líquido, presionando nuevamente con el
dedo índice, cuando la curvatura inferior del menisco que forma el líquido coincide
exactamente con la marca correspondiente (figuras 1.4.d. y 1.5.). Entonces, se coloca la
pipeta sobre el recipiente en el que debe ser vertido el volumen exacto medido y se deja
caer libremente el líquido hasta el segundo aforo o graduación o vaciándola completamente,
según el tipo de pipeta de que se trate. En este último caso (vaciado total), ara completar la

salida del líquido, se apoya la punta sobre la superficie interior del recipiente y se gira la
pipeta suavemente para eliminar cualquier gota adherida a la misma. Siempre quedará un
pequeño volumen de líquido en el interior de la punta de la pipeta, el cual está considerado
en la calibración, por lo que NUNCA SE EXPULSARÁ DE LA PIPETA SOPLANDO, NI
SACUDIÉNDOLA, NI DE NINGUNA OTRA FORMA.
Es importante aclarar que, cuando los líquidos son intensamente coloreados, como es el
caso de las disoluciones de permanganato de potasio, el enrase se realiza haciendo coincidir
el nivel superior del líquido (es decir, los extremos superiores del menisco) con la marca
correspondiente de la escala o aforo.
Como medida de precaución, deberá enjuagarse la pipeta después de vaciar su contenido.
Para garantizar un mejor control del líquido dentro de la pipeta, se recomienda humedecer
ligeramente el dedo índice con el que se manipulará la misma.
Figura 1.4. Manipulación de las pipetas.
Figura 1.5. Modo en que debe coincidir el nivel del líquido con la línea de aforo o de graduación
en los utensilios para medir volúmenes. Esta operación debe realizarse con el ojo a la altura del
menisco que produce el líquido en contacto con las paredes interiores del recipiente.

Adicionalmente pueden encontrarse también las
llamadas pipetas automáticas (figura 1.6.), muy
útiles cuando se requiere medir un volumen
determinado de líquido repetidas veces. Las
micropipetas manuales vierten volúmenes del
orden de 1 a 1000 µL (1 mL) aunque también
existen otras que tienen capacidad para
mayores volúmenes (5, 10, 25 y hasta 50 mL).
La mayoría de estas pipetas son de material
plástico y poseen la característica de que el
líquido que cargan está contenido en puntas de
plástico desechables. El volumen del líquido se
introduce en la punta de la pipeta a través de un
pistón acoplado a un resorte que se activa
mediante un dispositivo pulsador, el cual se
encuentra en el extremo superior de la pipeta y
se acciona haciendo presión sobre él con el
dedo pulgar. Para vaciar el líquido contenido en
la punta plástica desechable se oprime
nuevamente el pulsador invirtiéndose la acción
del resorte. Estos dispositivos poseen una gran
precisión (± 0,02 µL para 1µL y ± 0,3 µL para
1000 µL). Figura 1.6. Pipeta automática
Buretas: Las buretas (figura 1.7.) son
recipientes cilíndricos de forma alargada que se
encuentran graduados en toda su longitud y
poseen una llave en su extremo inferior que
regula la salida del líquido contenido en ella.
Para regular la salida del líquido se puede
emplear un tubo de goma sobre el cual se
coloca una pinza metálica, encargada de
controlar la salida del líquido, o una llave de
vidrio esmerilado. Las superficies de vidrio de la
llave que están en contacto entre sí deben
engrasarse, procurando no engrasar la zona del
orificio. Las buretas de llave esmerilada son de
uso más general pero no son apropiadas para
disoluciones básicas pues los álcalis atacan al
vidrio y pueden sellar la llave. En estos casos
deben emplearse buretas con uniones de goma,
las cuales a su vez no se utilizan para
disoluciones ácidas porque la goma puede ser
atacada por éstas. Más convenientes resultan
las llaves de teflón que no presentan ninguno de
los inconvenientes anteriores.
Figura 1.7. Diferentes tipos de
buretas
Las llamadas buretas automáticas tienen acoplados recipientes que contienen la misma
disolución con la que deben ser llenadas y se prefieren por su comodidad o cuando hay que
preservar la disolución del contacto con los agentes atmosféricos. Aplicando succión con una
pera de goma, se produce el llenado automático de la bureta con dicha disolución tantas
veces como sea necesario.

Algunas buretas se construyen de vidrio color ámbar para ser usadas con disoluciones
fotosensibles.
Manipulación de las buretas
Preparación: Antes de usarse una bureta debe comprobarse que se encuentra bien limpia y
que su llave funciona y cierra bien. Si la llave es de vidrio, debe estar engrasada
ligeramente. Ésta se gira fuertemente con una ligera presión hacia el interior, y debe
comprobarse que la superficie de contacto entre las paredes interiores de la llave aparece
prácticamente transparente, con lo que se logra un cierre hermético. El lubricante nunca
deberá estar en contacto con las disoluciones de trabajo ni con los líquidos que se utilizan
para la limpieza de la bureta. Esto es sumamente importante para evitar que la bureta se
contamine con la grasa y se requiera de una limpieza a fondo mucho más complicada y
exhaustiva.
Antes de proceder al llenado de la bureta hay que asegurarse que la llave esté bien cerrada,
añadiendo unos pocos mililitros de líquido. Para verter el líquido en ella, es conveniente y
más seguro, auxiliarse de un embudo. Para endulzarla, y en dependencia del tamaño de la
bureta, se añaden unos mL de la disolución que se va a emplear, se inclina y se gira
suavemente de manera que toda su superficie interior se moje con la disolución. Se vacía la
bureta dejando que el líquido salga por la punta y se repite todo el proceso dos o tres veces
más.
Para manejar la llave de una bureta se recomienda una técnica que proporciona mayor
seguridad porque la afianzar en su propio soporte (figura 1.8.)
Figura 1.8. Técnica para manipular la llave de una bureta.
Llenado: Después de endulzada, se coloca la bureta en el soporte universal, mediante la
pinza adecuada y se llena con la disolución hasta un nivel por encima del cero, el cual se
encuentra en la parte superior de la misma. Se eliminan las burbujas de la punta, girando
rápidamente la llave de modo que salgan pequeños volúmenes del líquido a través de ella.
Se deja descender el líquido hasta enrasar a cero o hasta el nivel que se desee y se espera
un minuto para comprobar que no se ha afectado el enrase por escurrimiento del líquido
(figura 1.5). Finalmente, se anota la lectura inicial, es decir, el nivel del que se parte, a partir
de lo cual la bureta está lista para ser usada en la medición de volumen.
Frascos volumétricos o matraces aforados:
Son recipientes de plástico o vidrio (figuras 1.9. y 1.10.) que miden exactamente el volumen
que contienen y poseen la forma de un balón de fondo plano y cuello alargado en el cual
hay una marca circular o aforo que indica el nivel hasta el cual deben ser llenados. Estos
recipientes se utilizan fundamentalmente para la preparación de disoluciones, proceso que
se ve favorecido por la forma de los mismos la cual facilita la disolución de los solutos.

Figura 1.9.
Matraces aforados de material
plástico
Figura 1.10.
Matraces aforados de vidrio
Hoy día los matraces aforados se construyen de vidrio o de plástico y comercialmente se
ofertan en distintas capacidades; los más comunes son los de 1000, 500, 250, 100, 50 y 25
mL.
Manipulación de los frascos volumétricos o matraces aforados
Como ya se ha mencionado estos recipientes se utilizan para preparar disoluciones, por lo
que lo que caracteriza su utilización es el cuidado que se tenga con su limpieza antes de
usarlos y de la realización de un correcto enrase. Como se utilizan fundamentalmente para
preparar soluciones de concentraciones exactamente conocidas, deberán ser únicamente
endulzados con el disolvente que se empleará para preparar la disolución, por lo que, en
caso de que el solvente sea acuoso, basta con que se encuentren bien limpios y enjuagados
con agua destilada. Cuando se emplean disolventes inmiscibles con agua, entonces deberán
utilizarse matraces aforados secos. Los distintos procedimientos que deben seguirse para
preparar las disoluciones se estudiarán en el epígrafe 3.3.
Debe recordarse que los utensilios destinados a medir o contener volúmenes exactos
(pipetas, buretas, matraces aforados y otros similares), nunca deben ser calentados ni para
secarlos ni con ningún otro fin pues, una vez que se dilatan por el calor pueden verse
afectados los volúmenes para los cuales han sido calibrados.
Cuando no se requiere medir exactamente el volumen de un líquido es más conveniente
emplear las probetas, las cuales se describirán a continuación.

Probetas graduadas:
Las probetas (figura 1.11.) son recipientes
de forma cilíndrica y alargada que se
encuentran graduados para medir
diferentes volúmenes. Como en las
probetas la superficie libre del líquido es
grande, la medición de volúmenes es poco
exacta, de ahí que estos utensilios se
empleen para la medición aproximada
de volúmenes de líquidos,
fundamentalmente, reactivos líquidos y
disoluciones cuyos volúmenes no se
tienen en cuenta al realizar los cálculos del
análisis.
Figura 1.11. Probetas graduadas
Al igual que los frascos volumétricos, las probetas pueden construirse de vidrio o de plástico
y las capacidades más comunes con que se comercializan son las de 5, 10, 25, 50, 100,
250, 500 mL, aunque también se utilizan las de 1 y 2 litros. Como las probetas se emplean
para medir volúmenes aproximados de reactivos y disoluciones, no tienen que ser
endulzadas previamente como las pipetas y las buretas.
Recipientes para pesar sólidos.
Bajo esta clasificación se agrupan un conjunto de recipientes en los cuales se colocan las
sustancias que deben ser pesadas con variados fines. A continuación se describen los más
utilizados.
Pesafiltros o pesasustancias: Son recipientes de vidrio que poseen una tapa esmerilada y
se emplean para pesar, secar y almacenar sustancias sólidas. También existen
pesasustancias de plástico.
Crisoles: Son recipientes de fondo plano utilizados para trabajar a altas temperaturas, como
es el caso de la determinación de cenizas y la calcinación de precipitados. Para esta última
operación se utilizan los llamados crisoles gooch, cuya base se encuentra perforada para
facilitar la filtración previa, como se describirá más abajo. En general, los crisoles se fabrican
de porcelana, platino y otros materiales a las altas temperaturas (figura 1.12.). Las
sustancias que serán incineradas o calcinadas se pesan directamente en estos recipientes.
Vidrios de reloj: Son casquetes esféricos de vidrio de poca curvatura que tienen diversos
usos en el laboratorio, entre los cuales está el de pesar sustancias. Los vidrios de reloj se
fabrican de diferentes diámetros.
También pueden realizarse pesadas empleando un papel especial cuya superficie es
apropiada para este fin, aunque en algunos casos se prefieren las finas películas de
aluminio conocidas comúnmente como papel de aluminio.

Figura 1.12. Crisoles de platino y porcelana
1.3.2.3. Utensilios y materiales para filtrar
Para realizar la filtración usualmente se combinan los embudos con los materiales filtrantes,
aunque debe señalarse que existen materiales para filtrar que se comercializan de forma
integrada.
Los embudos (figura 1.13.) que se emplean en un laboratorio de química analítica pueden
ser de tres tipos:
Embudos de vástago fino y corto: Se utilizan generalmente para llenar las buretas,
aunque también pueden emplearse para trasvasar sustancias y en algunos procesos de
filtración.
Embudos de vástago ancho y corto: Se emplean fundamentalmente para trasvasar
sólidos de un recipiente a otro con ayuda de un frasco lavador.
Embudos de vástago fino y largo: Son los que mayormente se utilizan en análisis químico
para el proceso de filtración empleando, principalmente como material filtrante, el papel de
filtro. El vástago alargado produce una columna de líquido en la parte inferior del embudo
que, al provocar una pequeña succión, acelera el proceso de filtración.
Crisoles filtrantes o de gooch: Son recipientes de porcelana, similares a los crisoles
tradicionales pero con la diferencia de que todo el fondo plano está perforado con pequeños
orificios. Los materiales filtrantes que generalmente se emplean con este tipo de crisol son
suspensiones de fibras inertes tales como el asbesto o fibra de amianto. Como resultado del
pequeño tamaño de poro que presentan estos materiales, las filtraciones a través de crisoles
de gooch se realizan generalmente a vacío, es decir, aplicando succión. Posteriormente se
procede a la calcinación. No obstante, cada vez más se prefieren los crisoles de placa de
vidrio filtrante, debido a una serie de inconvenientes que presenta el uso de los materiales
filtrantes de fibras inertes.
Crisoles de placa de vidrio filtrante: Son recipientes de vidrio que presentan en el fondo
una capa de partículas de vidrio compactadas entre sí de manera que proporcionan un
medio filtrante de porosidad variada. Comúnmente se les conocen como “fritas” ya que la
capa de vidrio del fondo se denomina vidrio fritado y se identifican por un número de acuerdo
a la porosidad que presentan.

Figura 1.13. Diferentes tipos de embudos
Embudos Buchner:
Son embudos de porcelana con una
placa perforada (figura 1.14.) que se
utilizan para filtrar bajo presión reducida
(vacío). Estos embudos van ajustados
mediante un tapón horadado a un
erlenmeyer con tubuladura lateral o
kitasato (figura 1.15.), que está unido al
equipo de vacío a través de un tubo de
goma. Sobre la placa perforada se
coloca el papel de filtro, filtro de asbesto,
tela u otro material filtrante.
Figura 1.14. Embudos buchner

Análisis Químico Farmacéutico Métodos Clásicos

Análisis Químico Farmacéutico Métodos Clásicos

Recomendados

Recomendados

Más contenido relacionado

La actualidad más candente

La actualidad más candente (20)

Destacado

Destacado (20)

Similar a Análisis Químico Farmacéutico Métodos Clásicos

Similar a Análisis Químico Farmacéutico Métodos Clásicos (20)

Más de Marco Vinicio Robles Aguilar

Más de Marco Vinicio Robles Aguilar (20)

Último

Último (20)

Análisis Químico Farmacéutico Métodos Clásicos