Guia

Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF

INDICE

1- Condiciones del Cursado
2- Normas de Seguridad en el Trabajo Experimental.
3- Guía de Trabajos Prácticos de Laboratorio.
4- Guía de Problemas para el Seminario.
5- Bibliografía

1- CONDICIONES DEL CURSADO.

Estimado Alumno:

Este espacio curricular está destinado para que usted comprenda la
importancia del avance científico-tecnológico para una mejor calidad de vida y
reconocer el aporte de los análisis químicos cualitativos en la identificación de
sustancias y la necesidad del estudio de la Química Analítica, en la formación docente.

La presente guía de Trabajos Prácticos consta de actividades de
laboratorio y “serie de problemas”, destinadas a que aplique los contenidos adquiridos
a la resolución de situaciones problemáticas teóricas y/o experimentales con la finalidad
de favorecer el aprendizaje

La carga horaria es de 9 horas semanales (tres horas de teoría y tres
horas de práctico de laboratorio y tres horas de seminario de problemas), durante el
primer cuatrimestre.

Para el desarrollo de los trabajos prácticos de laboratorio deberá
contar con:

 La guía de trabajos prácticos
 Hojas blancas o rayadas tamaño oficio o A4
 Lápiz negro y bolígrafo

En esta etapa de estudio es importante el autoaprendizaje que pueda
lograr, adquirir o reforzar, para ello debe trabajar en forma responsable. Los docentes
guiaremos su saber y lo acompañaremos en este nuevo camino que inicia hoy

TEÓRICO Asistencia Opcional
 Asistencia Obligatoria 80%
 Traer las guías de problemas RESUELTAS para
SEMINARIO
debatir.
 Aprobar el informe escrito de cada Práctico.


 Uso obligatorio de guardapolvos, gafas acrílicas
y guantes de látex.

 Asistencia Obligatoria 80%
 Traer estudiadas las guías del práctico del día.
PRÁCTICAS DE  Aprobar el informe escrito de cada Práctico.
LABORATORIO  Uso obligatorio de guardapolvos, gafas acrílicas
y guantes de látex.

 Aprobar 2 paraciales con el 60% c/u (El parcial
consta de dos instancias; actividades
experimentales y resolución de ejercicios, cada
una debe ser aprobada con el 60%, para
PROMOCIÓN considerar aprobado el parcial)
 Se podrá recuperar cada parcial una sola vez.
 Tener aprobados los Prácticos de Laboratorio.
 Tener aprobado el seminario.

 Los alumnos deben entregar en el primer Práctico de Laboratorio la Ficha
Personal Completa.
 Es requisito para el Seminario asistir con la guía de Problemas Resueltas para
poder debatir y esclarecer dudas.

2- NORMAS DE SEGURIDAD EN EL TRABAJO EXPERIMENTAL

A) ¿COMO TRABAJAR CON SEGURIDAD EN EL LABORATORIO?
Un accidente es el resultado del encuentro de dos factores: una situación
peligrosa y una imprudencia, y está comprobado que, la mayoría de los casos, es
el factor humano el responsable de los accidentes.
El modo de evitarlos, será entonces tener en cuenta una serie de normas de
seguridad, como las que aquí te brindamos:

RECUERDA ESTOS CONSEJOS:

1. No te entretengas jugando con las llaves de gas ubicadas sobre kas mesadas.
2. Al terminar la tarea controlada que la llave de gas quede cerrada, (en cruz con
respecto a la tubería del gas).
3. No, pruebes ni huelas las sustancias químicas contenidas en los frascos.
4. No cambies los tapones de los frascos.
5. Si al utilizar una sustancia, no vuelvas a ponerlo en el frasco de donde lo sacaste.
6. Al calentar el contenido de un tubo de ensayo no mires nunca hacia su interior,
ni coloques su abertura en dirección hacia otro alumno.
7. Calienta el contenido del tubo de ensayo moviéndolo desde la parte superior a la
inferior.


8. Averigua la ubicación y el manejo del extinguidor de incendios y del balde con
arena.
9. No mantengas líquidos volátiles e inflamables cerca de la llama.
10. Limpia y seca el material de vidrio que hayas usado.
11. Informa al profesor sobre el material de vidrio que se haya roto.
12. Ordena y limpia la mesada de trabajo antes de retirarte del laboratorio.
13. Lee dos veces las etiquetas de las botellas, frascos o recipientes antes de utilizar
su contenido para evitar errores.
14. Sírvase solo la cantidad necesaria de reactivo.
15. Utilice un reactivo por vez para no confundía sobre las tapas de los envases.
16. Utilice una para de goma o propipeta para succionar líquidos en la pipetas. No lo
haga nunca con la boca.
17. Si diluye ácidos o bases fuertes concentradas, siempre vuelque estas sustancias
sobre agua y nunca agua sobre los ácidos o bases. Al diluir ácidos y bases se
libera una gran cantidad de calor. RECUERDA NUNCA LE DES DE BEBER A
UN ACIDO O BASE.
18. Cuando caliente algún elemento, hágalo con cuidado. El vidrio tiene el mismo
aspecto frio o caliente. Si trabaja en grupo indique a sus compañeros cual es el
material caliente.
19. Nunca utilice material de vidrio roto o rajado.
20. Mantenga ordenado su lugar de trabajo.

NORMAS BASICAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
Cuando se trabaja en un laboratorio existe el peligro potencial de un
ACCIDENTE, en virtud de las sustancias y de los elementos que se utilizan, y
la posibilidad de cometer algún error al realizar un experimento.

SUSTANCIA PELIGROSA + ERROR HUMANO = ACCIDENTE
Por eso, cuando se trabaja en el laboratorio, deben tenerse presente una serie de
reglas o consejos que disminuyen y en algunos casos logran evitar los
accidentes. Además es imprescindible que el lugar de trabajo se encuentre en
orden antes de comenzar.
Es conveniente no olvidar las siguientes normas:
1. INDICACIONES: siga todas las indicaciones que le han sido dadas por el
JTP.
2. ESTUDIE CADA EXPERIENCIA ANTES DEL DESARROLLO DEL
PRÁCTICO: Esta manera de trabajar no solo le ahorrará tiempo sino que
evitará errores y accidentes innecesarios.
3. SEGURIDAD DE SUS COMPAÑEROS: considere la seguridad de sus
compañeros. El laboratorio es un lugar para trabajar con seriedad.


4. COMUNICAR LOS ACCIDENTES: al profesor o ayudante de laboratorio.
5. VERTIDO DE SUSTANCIAS: proceda siempre con precaución cuando se
transfieran sustancias desde sus recipientes. Si algo se derramara notifique al
profesor o ayudante de laboratorio, de manera que puedan aplicarse los
procedimientos de limpieza adecuados.
6. CALENTAMIENTO DE TUBOS DE ENSAYOS: en los trabajos de
laboratorio que involucren el calentamiento de tubos de ensayos, no debe
mirarse el interior del mismo mientras se calienta ni tampoco debe apuntar la
boca del tubo en dirección hacia algún compañero.
7. CALENTAMIENTO DE LÍQUIDOS EN TUBOS DE ENSAYO: cuando
calienta líquidos en tubos de ensayo, debe hacerlo partiendo de las porciones
superiores hacia abajo. De otra manera el vapor que asciende, al encontrarse
con la capa de líquido situada por encima de él, puede causar proyecciones
del tubo hacia el exterior.
8. OLOR DE LAS SUSTANCIAS GASEOSAS: investigue el olor de las
sustancias gaseosas moviendo la mano y aspirando con precaución.
9. LÍQUIDOS VOLÁTILES: cuando se trabaje con líquidos volátiles
inflamables, hay que tener precaución de que no haya llamas cerca.
10. RECIPIENTES CON SUSTANCIAS PELIGROSAS: cualquier recipiente
donde se encuentren volúmenes de sustancias químicas peligrosas como
ácidos o álcalis, deben ser manipulados con sumo cuidado y mediante el uso
de propipeta.
11. PREPARACION DE ÁCIDOS DILUIDOS: nunca agregue agua sobre un
ácido concentrado. Si es necesario preparar un acido diluido, debe agregarlas
siempre el acido concentrado, en pequeñas cantidades, sobre el agua y agitar
permanentemente.
12. SUSTANCIAS CORROSIVAS: manipule las sustancias corrosivas con
máximo cuidado.
13. TAPONES Y NEXOS DE GOMA EN MATERIAL QUEBRADIZO: nunca
fuerce los tapones y nexos de goma, de los tubos de vidrio, termómetros o
cualquier otro material que se pueda quebrar. La glicerina o el detergente
facilitan la tares de quitar dichos tapones o nexos.
14. VENTILACION: conviene trabajar siempre en un lugar bien ventilado.

B) PROTECCION PERSONAL:
1. No realice experimentos en ausencia del docente.
2. Realice solo los experimentos autorizados, si desea introducir variantes,
consulte previamente al docente sobre los posibles riesgos.
3. Use protección ocular durante la realización del trabajo. Se puede emplear
lentes de seguridad de policarbonato. Cuando el práctico así los requiera.
4. Es conveniente utilizar batas o guardapolvos para proteger la ropa de
manchas y salpicaduras.
5. Los zapatos deben ser cerrados y preferiblemente con suelas de goma para
disminuir eventuales resbalones.


6. Las personas que usen el cabello largo deberán llevarlo recogido.
7. No use cadenitas, colgantes, collares, pulseras, pañuelos o bufandas que
puedan engancharse en los elementos de trabajo, produciendo vuelcos y
accidentes.
8. Queda terminantemente prohibido comer o beber en el laboratorio durante la
realización del práctico.
9. Queda terminantemente prohibido fumar en el laboratorio.
10. Queda terminantemente jugar o correr en el laboratorio.
11. Lávese las manos con jabón y agua al terminar el práctico.

C) ¿Qué HACER EN CASO DE PRODUCIRSE UN ACCIDENTE?
1. Informe inmediatamente al docente.
2. Si se produce una quemadura, colocar la parte afectada debajo del chorro de
agua fría y mantener en esa posición durante 5 a 10 minutos.
3. En caso de producirse alguna salpicadura o contacto de sustancia química
con los ojos, lavar con abundante agua durante por lo menos 15 miutos.
4. Si se produce un incendio, avise al docente. En primer lugar se deben apagar
los mecheros y cerrar las llaves de gas.
5. Si se prende fuego en el contenido de un vaso de precipitado u otro
recipiente, trate de apagarlo cubriendo el vaso con un vidrio reloj o una
toalla de papel mojada.
6. Cuando se produzcan derrames de sustancias químicas en las mesadas o en
el piso, avise inmediatamente al docente. Informe de que sustancia se trata
para saber cómo limpiar lo derramado.
7. En el laboratorio deben estar accesibles los números telefónicos de médicos,
hospital, centro o servicio asistencial y de los bomberos deben estar juntos al
mismo tiempo.
8. Botiquín de primeros auxilios: debe estar equipado con elementos para
desinfectar y cubrir heridas pequeñas (alcohol, agua oxigenada 10 vol.,
algodón, gasas, curitas, vendas, etc.), solución de acido bórico al 5% para
salpicaduras con ácidos.
9. En caso de quemaduras con objetos calientes o con ácidos, enjuague
abundantemente la zona afectada con agua corriente.
10. Consulte con urgencia al médico.

D) RESIDUOS PELIGROSOS:

Antes de la realización de los trabajos se deben dar expresas indicaciones sobre la
toxicidad de los elementos utilizados y el destino de los residuos producidos en el
experimento.

1. No arroje los residuos a la pileta o la basura, salvo que se indique que puede
hacerlo.


2. No mezcle los residuos. Pueden ocurrir reacciones indeseables, dificulta la
recuperación de algún elemento o el tratamiento que se les debe dar para su
disposición final.
3. Utilice los recipientes destinados a recoger los residuos. Recuerde que para
distinto residuo, habrá diferentes recipientes para almacenarlos. Verifique el
rótulo del recipiente antes de volcar los mismos.

3-GUIA DE TRABAJOS PRÁCTICOS DE LABORATORIO


Actividad de diagnóstico: Recuperación de saberes previos

Objetivo:

 Identificar las ideas previas sobre los conceptos básicos de laboratorio de
química que poseen los alumnos

Marco teórico:

Piaget, afirma “el aprendizaje está condicionado por el nivel de desarrollo cognitivo del
alumno” y como complemento Vigotsky, sostiene “el aprendizaje es a su vez, un
motor del desarrollo cognitivo”. Por lo que resulta difícil separar desarrollo cognitivo
de aprendizaje escolar. Pero el punto central es que el aprendizaje es un proceso
constructivo interno del alumno, por eso es que el docente debe plantearse “un
conjunto de acciones dirigidas a favorecer tal proceso”, teniendo gran implicancias en
estas acciones “los saberes previos”.

Para Ausubel, aprender es sinónimo de comprender. Es por ello, que con la intención de
promover la construcción de los saberes, el profesor deberá utilizar organizadores
previos que favorezcan la creación de relaciones adecuadas entre los saberes previos y
los nuevos. Los organizadores tienen la finalidad de facilitar la enseñanza receptivo
significativa, con lo cual, sería posible considerar que la exposición organizada de los
contenidos, propicia una mejor comprensión.

Finalmente, la técnica de mapas conceptuales, desarrollada por Novak, es útil para dar
cuenta de las relaciones que los alumnos realizan entre conceptos, y pueden ser
utilizados también como organizadores previos que busquen estimular la actividad de
los alumnos.

Con respecto a lo disciplinar, decimos que “La Química Analítica es la ciencia que
estudia el conjunto de principios, leyes y técnicas cuya finalidad es la determinación de
la composición química de una muestra natural o artificial. Se divide en Cualitativa y
Cuantitativa. La primera tiene por objeto el reconocimiento o identificación de los
elementos o de los grupos químicos presentes en una muestra. La segunda, la
determinación de las cantidades de los mismos y sus posibles relaciones químicas e
incluso estructurales” (Burriel, Martin et al). Análisis Químico es el conjunto de
técnicas operatorias puestas al servicio de la Química Analítica.

Muchos errores del análisis se deben a una deficiente preparación de los reactivos. Hay


que tener rigor en la preparación y cuidado de disoluciones.
Cuando un reactivo analítico tenga impurezas se debe reflejar su porcentaje de impureza
y la fecha de preparación por la posibilidad de que pierda propiedades. Debe partirse de
productos de calidad de “reactivo para análisis”. Aquellos reactivos que se
descomponen o alteran con el tiempo, deben ser vigilados y comprobados antes de su
uso, etiquetándolas con la fecha de su preparación.
Aquellos reactivos que se alteren por la luz se guardarán en frascos de topacio. Los
frascos conteniendo reactivos alcalinos concentrados no deben tener tapón de vidrio por
la facilidad en que se sueldan esto

No se pipeteará con la boca. Basta en estos casos con introducir la pipeta hasta la base
del recipiente y esperar a que ascienda el líquido, sin succión o con ayuda de

Figura A

una pera (figura A) o propipeta que tiene tres válvulas que permiten llenar, enrasar y
vaciar fácilmente las pipetas aforadas y graduadas; en primer lugar, se presiona la
válvula A para expulsar el aire; con la válvula S se aspira (succiona) el líquido y
presionando la válvula E, se vacía el líquido. Al succionar, se cuidará que la pipeta esté
bien introducida en el líquido, y que seguirá estándolo aún cuando se vaya llenando con
él. (Si quedase poco introducida, pueden penetrar burbujas de aire, que junto con el
líquido ascenderían hasta la pera estropeándola).

Escalas de trabajo en Análisis Químico.
Según el tamaño de la muestra:

Escala Masa de la muestra Volumen
Macro análisis 0,1 g o 100 mg 10 ml
Semimicro análisis De 0,01g o 10 mg hasta 0,1 De 1ml hasta 10 ml
g
Micro análisis De 0,1 mg o 100 gamas De 0,01 ml a 1ml
hasta 10 mg
Ultramicro análisis De 0,1 gamas a 100 gamas De 0,001 ml a 0,01ml
Sub ultramicroanálisis Menor a 0,1 gamas Menor a 0,001 ml


Teniendo en cuenta los conceptos adquiridos en las cátedras de Fundamento de
Química, Química Inorgánica y Química Orgánica I (correlativas de Química Analítica
I) es que le proponemos que realice las siguientes acciones:

Actividad:

A-Procedimiento experimental:

1-Identifique 20 elementos de laboratorio (incluidos equipos) y explique la forma
correcta de su utilización

2-Determine cuales son materiales de vidrio calibrados y no calibrados de los
nombrados en el ítem anterior

3- Esquematice la forma correcta para “el trasvace cuantitativo desde un vidrio reloj a
un beacker” y el “trasvace cuantitativo del precipitado de un beacker al papel de filtro”

4- Realice los cálculos y prepare las siguientes soluciones

a- 50 ml de ácido clorhídrico 2N

b- 100 ml de NaOH 1 N

c- 1000 ml de Solución alcohólica al 10 % P/V de KOH (solución lavadora)

d- 500ml de ácido sulfúrico 0,1N

e- 100ml de NaOH 0,1N ( a partir de la solución b)

(Ante cualquier duda consulte con el docente)

B- Analizar los resultados obtenidos

Socialice con el grupo clase, en la actividad realizada, cuales fueron sus inconvenientes

C- Investigue y responda las siguientes cuestiones

1- Según lo visto en las práctica de laboratorio hasta la fecha ¿cuales son las partes
fundamentales para la presentación del “informe de trabajos prácticos”?. Explique
brevemente cada una de ellas


2- Mencione precauciones que se deben tener en el manejo de reactivos tóxicos,
inflamables y corrosivos

3- En cuanto a las normas sobre el trabajo en el análisis químico, porque cree que es
importante:

 El orden y limpieza en el laboratorio
 La rotulación de los recipientes que contienen a los reactivos preparados
 Preparación adecuada de las soluciones que se utilizaran como reactivo
 Conocimiento y comprensión de la práctica de laboratorio antes de iniciar la
actividad

4- indique 5 (cinco) normas para el trabajo correcto de laboratorio que no incluyan a las
del punto anterior

5- Cuales son la soluciones lavadoras mas utilizadas. Explique ventajas y desventajas de
“Potasa alchòlica” y la mezcla sulfocrómica. ¿Cómo realiza su preparación?

D-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos
“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”

E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico

Trabajo Práctico Nº1: Efecto del ión común y el uso del peachìmetro

Objetivos:


 Interpretar la variación en la disociación de un ácido débil por efecto del ión
común
 Adquirir habilidad en el uso del peachìmetro

Marco teórico:
Un electrolito se caracteriza porque por el simple hecho de su disolución acuosa se
escinde o disocia en iones libres, que pueden estar ya preformados en el sólido que se
originan en el acto de la disolución. Estos pueden ser:
- Electrolitos fuertes son aquellos que, en disolución 0.1M, se encuentran disociados
de una manera prácticamente total; tales son: los ácidos fuertes, las bases fuertes y casi
todas las sales solubles de carácter iónico.
- Electrolitos débiles son aquellos que, a la concentración de 0.1M, se escinden muy
poco; así sucede con los ácidos débiles, las bases débiles y los complejos estables.
Cuando el electrolito está muy diluido cada ion se comporta como si fuera totalmente
independiente de su entorno: otros iones y el disolvente. Al aumentar la concentración
comienzan a ser importantes las interacciones electrostáticas ion-ion e ion-disolvente, lo
que hace que el soluto presente una actividad diferente, mayor o menor, que su
concentración. La relación entre actividad y concentración se expresa como:

siendo:
- ai la actividad de la especie
- fi el coeficiente de actividad
- ci la concentración de la especie
La actividad se define como el comportamiento de un ion en relación a su
concentración. Como actividad y concentración se expresan en las mismas unidades,
por ejemplo, moles/litro, el factor de actividad es adimensional.

En la práctica es imposible determinar coeficientes de actividades individuales, ya que
no se pueden preparar soluciones con sólo un tipo de iones, por lo que se miden
coeficientes de actividad medios (f) . En disoluciones diluidas f = 1.
“Una de las leyes fundamentales de la naturaleza es que cualquier sistema físico o
químico, cuando nose encuentra en estado de equilibrio, tiende a experimentar un
cambio espontáneo e irreversible hacia un estado final de equilibrio; una vez que se ha
alcanzado el equilibrio o se observan cambios en el sistema menos que se modifiquen
las condiciones”( Burreil, M).

Dada la reacción; aA+bB cC+dD. Decimos que el sistema llega a
el equilibrio cuando el incremento de energía interna es cero (ΔG=0); por lo tanto, la
energía libre normal de reacción (ΔGº)

Química Analítica I. Profesorado en Química. FH- UNaF

ΔGº= R T ln ‫׀‬C‫ ׀‬c ‫׀‬D‫ ׀‬d

‫ ׀‬A‫׀‬a ‫׀‬B‫׀‬b Donde ‫׀‬C‫׀ ; ׀‬D‫ ׀ ; ׀‬A‫׀ ;׀‬B‫ ,׀‬son las actividades de cada
una de las especies


Como contiene la relación de actividades de
ln ‫׀‬C‫ ׀‬c ‫׀‬D‫ ׀‬d
reactivos y
‫ ׀‬A‫׀‬a ‫׀‬B‫׀‬b
productos en estado de equilibrio, esta
relación

se llama “constante termodinámica de
equilibrio” (Kt)

Por lo expresado, Kt= ‫׀‬C‫ ׀‬c ‫׀‬D‫ ׀‬d = [C]c [D]d (fc)c (fD)d = K (fc)c (fD)d

‫׀‬A‫׀‬a ‫׀‬B‫׀‬b [A]a[B]b (fA)a (fB)b (fA)a (fB)b

Siendo K la constante de equilibrio que se expresa en unidades de concentración

Como no puede ser cuantitativamente evaluados los factores debido a las interacciones
soluto-soluto, soluto-solvente , en la mayoría de los tratamientos matemáticos sobre
equilibrios se ignorará elos valores ed “fi” y no se hará distinción entre Kt y K
(considerando, además, que en soluciones diluidas f = 1). Se entiende que las
conclusiones que se obtengan con esta simplificación son aproximadas y no exactas.

Cuando a un sistema en equilibrio de electrolitos se le aumenta la concentración de uno
de sus iones, este alcanzará un nuevo equilibrio, diferente al anterior (efecto del ión
común)

Supongamos un electrolito fuerte AB, expresándose el equilibrio como:

AB A- + B+ Si se añade una determinada cantidad de A-
, el sistema pierde la situación de equilibrio y evoluciona desplazándose hacia la
izquierda (se retrograda la disociación) disminuyendo las concentraciones de A- , B+
y aumentando la de AB.Efectos semejantes tendrá la adición de iones B+.Hay que
indicar que la presencia de un electrolito débil no afecta en absoluto la disociación del
fuerte; y que, la presencia de un electrolito fuerte, que contiene, un ión común, afecta
notablemente la disociación de un electrolito débil, no estando alterada la del fuerte.

Este efecto, en ácidos débiles al añadir un ácido fuerte puede determinarse midiendo el
pH.

Actividad:

Veremos la variación que experimenta la disociación del ácido acético al añadirle el
electrolito fuerte (ácido clorhídrico)


- Materiales a utilizar: 5 vasos de precipitado de 100ml, pipetas de 5 o 10 ml, piceta
o frasco lavador con agua destilada, peachìmetro.


- Preparar 50 ml de HCl 0,1M y 50 ml de H3C-COOH 0,1 M.

- “Ajustar” el peachìmetro con una solución buffer adecuada.

-Transferir en vasos de precipitado 25 ml de de cada ácido y medir el pH con
peachìmetro del HCl 0,1M y H3C-COOH 0,1 M. Registrar.

- Realice una mezcla en partes iguales de HCl 0,1M y H3C-COOH 0,1 M y vuelva a
medir el pH.

- Análisis de resultados: escriba las reacciones de disociación de ambos ácidos y
determine en forma teórica el pH para cada caso. Calcule el pH en la mezcla a partir
del Ka del mismo. Ka (ácido acético)=10-4,8 ¿Cuál es su conclusión?

B- Analizar los resultados obtenidos y escriba las ecuaciones químicas correspondientes


¿Qué es un proyecto de investigación? Y ¿Cuáles son las partes que lo
conforman?. Explique brevemente cada una de ellas




T.P. N°2: Reacciones analíticas por vía húmeda: reacción ácido-base

Objetivos:

 Interpretar las reacciones química de ácido-base en sistemas monoprótidos
 Conocer técnicas para valorar soluciones y preparar soluciones reguladoras
 Aplicar los conceptos de capacidad y efectividad

Marco teórico:

Todas las propiedades analíticas que se puedan observar por cualquier método tienen su
aplicación en el análisis. La reacción Química es la base fundamental de los procesos
analíticos.
Reacción analítica es toda reacción química utilizable en Química Analítica porque
origina fenómenos fácilmente observables que se relacionan con la sustancia, elemento
o grupo químico que se analiza.
Estas reacciones pueden verificarse por vía húmeda que, generalmente, tienen lugar
entre iones en disolución y por vía seca que se verifican entre sólidos.
Requisitos que deben satisfacer las reacciones cualitativas:

 Transcurrir rápidamente, casi instantáneamente
 Ser acompañada por la formación de un precipitado característico, gas o la
aparición de un color
 Ser prácticamente irreversible
 Ser lo mas específica posible y muy sensible

Las reacciones analíticas por vía húmeda pueden clasificarse según los cuatro tipos
fundamentales que se indican a continuación:

- Reacciones ácido-base. Que implican una transferencia de protones.
- Reacciones de formación de complejos. En las que se produce una transferencia de
iones o moléculas.
- Reacciones de precipitación. En las que además de haber un intercambio de iones o
moléculas tienen lugar la aparición de una fase sólida.
- Reacciones redox. Que entrañan un intercambio de electrones.

El procedimiento general para la identificación de una sustancia por el método clásico
de análisis consiste en provocar en la misma un cambio en sus propiedades que sea
fácilmente observable y que corresponda con la constitución de dicha sustancia.

La preparación de reactivos para ser utilizados por vía húmeda ha de ser una
operación escrupulosa. Muchos errores del análisis se deben a una deficiente
preparación de los mismos. Hay que tener rigor en la preparación y cuidado de
disoluciones.
Cuando un reactivo analítico tenga impurezas se debe reflejar su porcentaje de impureza
y la fecha de preparación por la posibilidad de que pierda propiedades. Debe partirse de


productos de calidad de “reactivo para análisis”. Aquellos reactivos que se
descomponen o alteran con el tiempo, deben ser vigilados y comprobados antes de su
uso, es conveniente poner en la etiqueta la fecha de su preparación.
Aquellos reactivos que se alteren por la luz se guardarán en frascos de topacio. Los
frascos conteniendo reactivos alcalinos concentrados no deben tener tapón de vidrio por
la facilidad que se sueldan estos frascos.

Una titulación o valoración consiste en agregar en una disolución cuya concentración se
desea conocer, una dilución valorada (concentración exacta) con una bureta hasta que la
cantidad total sea equivalente a la de la sustancia cuya concentración queremos conocer.
Este punto se llama punto de equivalencia o punto final teórico. El indicador ácido-base,
( ejemplo: fenolftaleina, verde de bromo cresol, etc) es utilizado para señalar el punto en
el cual la cantidad de reactivo agregado es equivalente a la de la sustancia que se
determina. Frente al viraje del indicador consideramos que ha concluido prácticamente
la reacción. El punto final así obtenido puede no coincidir necesariamente con el punto
de equivalencia y mientras que a este último se lo denomina punto final teórico, al
punto en que se produce el cambio de color, se lo llama punto final de la titulación

Las soluciones reguladoras o “buffer” es la mezcla en concentraciones relativamente
elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas.
Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de
cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases. Son capaces de mantener la acidez
o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual tienen
múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios

. Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y las
diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base
desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una consecuencia menor
sobre el pH. 1

Cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la
constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el laboratorio y
en la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son el par
amoníaco-catión amonio, ácido acético-anión acetato, anión carbonato-anión
bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato o alguno de los pares en la disociación del ácido
fosfórico.

Frecuentemente se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el cálculo del pH
en soluciones reguladoras. Sin embargo, debe aclararse que esta ecuación no es
aplicable en todos los casos, ya que para su deducción se realiza una serie de
suposiciones. Esta ecuación suele proporcionar resultados incorrectos cuando las
concentraciones del ácido y su base conjugada (o de la base y su ácido conjugado) son
bajas.


Se puede preparar disolviendo en agua cantidades adecuadas de un ácido débil y una sal
de su base conjugada, (o una base débil y una sal de su ácido conjugado); también se
puede obtener una solución reguladora haciendo reaccionar parcialmente (por
neutralización) un ácido débil con una base fuerte, o una base débil con un ácido fuerte.

Una vez formada la solución reguladora, el pH varía poco por el agregado de pequeñas
cantidades de un ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su capacidad reguladora por
el agregado de agua (dilución)

Ecuación de Henderson - Hasselbach o Ecuación Buffer

pH = pKa – log Ca / Cb

10‫־‬pH = Ka . Ca

Cb

La capacidad reguladora de una solución es una medida de la resistencia al cambio de
pH que se produciría por el agregado de pequeñas cantidades de ácidos y /o bases
fuertes, y es máxima cuando Ca = Cb

Una solución que contiene concentraciones equimolares de un ácido débil y su base
conjugada, tendrá un pH = pKa y en esa situación la variación de pH por el agregado de
una pequeña cantidad de ácido o base fuerte, es mínima.

En la deducción de la ecuación de Henderson, hemos considerado que las [H3O+] y
[HO - ] son desestimables frente a Ca y Cb, esto implicaría que el pH de una solución
buffer es independiente de esas concentraciones mientras se mantenga la relación entre
el ácido y su base conjugada, lo cual no se cumple siempre. La capacidad reguladora de
una solución buffer disminuye notablemente cuando se la diluye, pues las [H3O+] y
[HO -] no son desestimables frente a Ca y Cb.

En la tabla siguiente se muestran algunos de los resultados obtenidos, cuando se diluye
una solución reguladora de ácido acético y acetato de sodio, partiendo de Ca = Cb =
1,00 M, y los cambios de pH que se produce por el agregado de 0,010 moles de NaOH a
un litro de cada dilución.

Debemos tener en cuenta que:

• Las soluciones buffer deben prepararse de manera que las concentraciones

iniciales de las especies conjugadas estén entre 0,05 M y 1,0 M y que la

relación entre sus concentraciones (Ca / Cb) esté comprendida entre 0,1 y10


• El intervalo de pH para el cual un sistema buffer regula adecuadamente es:

pKa – 1 < pH < pKa + 1

• El sistema buffer más adecuado es aquel cuyo valor de pKa está lo más

cerca posible del pH que se desea regular.

• La dilución no cambia el pH de la solución buffer pero disminuye

considerablemente su capacidad reguladora

Actividad:


Materiales:

- Pipeta -Solución 0,1 N de NaOH
- Bureta
- Vaso de precipitado -Solución 0,1N de ftalato ácido de potasio
(KHC8H4O4)
- Soporte metálico
- Probetas -Indicador, solución alcohólica al 1 % de
fenolftaleina
- Vidrio reloj
- Ácido acético
- Pinzas.
- Agua destilada

a- Titulación de NaOH

-Preparar una solución de NaOH 0,1 N ( a valorar)

-Medir 20 o 25 ml de sol ftalato acido en un erlenmeyer y agregar la fenolftaleina

- Colocar le NaOH en una bureta previamente enjuaga da con la disolución

- Titular la solo de ftalato hasta que el indicador pasa de incoloro a rosado.

- Repetir la operación 4 veces y calcular promedio de los volúmenes gastados


Vg = volumen gastado de NaOH

NNaOH exacta = V ftal (ml) N ftal (meq/ml)

Vg (ml)

25 ml de ftalato ácido de potasio 0,1N con el indicador

Cálculos:

NNaOH VNAOH = Npatron V patron

Nr= Nt Fc

Fc= Nr/Nt

b- Preparación de una solución buffer

- Preparar 50 ml de una solución de HAc 0,1N, teniendo en cuenta que

Vconc. Nconc.= Vdil. Ndil.

- Valorar la solución de Ácido acético

Vg = volumen gastado de NaOH

NHAc exacta = V NaOH (ml) N NaOH (meq/ml)

Vg (ml)

25 ml de HAc con el indicador: fenolftalína (incoloro----rosado)


Realizar cuatro repeticiones y calcular el promedio de los volúmenes gastados. Calcular
la Normalidad teórica , real y factor de corrección del ácido acético

1- Calcular el volumen de solución patrón secundario de NaOH a agregar a un
volumen determinado de HAc de concentración conocida para el pH de la SR
deseada

Datos pH=5; 100ml de SR; 50ml Hac valorado; HAc 0,1039N; NaOH 0,098N
Para calcular los meq de la base → 10‫־‬pH = Ka . Ca

Cb

Para calcular los ml de la base a utilizar → Vb = meq NaOH
NNaOH

5- En un matraz aforado, se agrega la solución de HAc medido y con una bureta se
adiciona el NaOH. Completar el volumen con agua destilada

6-Determinar la capacidad reguladora teórica y real

La capacidad reguladora (CR) es el número de moles de base fuerte o ácido fuerte que

se requieren para modificar en una unidad el pH en un litro de la solución reguladora

Para calcular la CR teórica, partir de 10‫־‬pH = Ka . Ca

Cb

Para hallar la CR real:

 Calibrar el peachímetro con un buffer de calibración de pH próximo a la SR
 Colocar el volumen exactamente medido de la SR en un vaso de precipitado y con la
bureta cargada con NaOH se comienza agregar hasta que el pH se modifique en una
unidad
 Con este volumen y conociendo su concentración se calcula la CR real
7- Determinar la efectividad de SR:

La efectividad es la capacidad de resistir a cambios de pH

E = Ca

Cb

B- Analizar los resultados obtenidos y escribir las ecuaciones químicas
correspondientes



¿ Cuáles son la determinaciones analíticas que se utilizan con mayor frecuencia para el
análisis de agua y suelo?. Explique brevemente la determinación de algunas de ellas
(debata con sus compañeros y el docente cuales son las más convenientes o factibles de
realizar en el laboratorio de Química de la UNaF)




T.P. N°3: Reacciones analíticas de precipitación: "Lluvia de oro"

Objetivos:

 Interpretar reacciones analíticas de precipitación y sus posibles aplicaciones en
determinaciones cualitativas y cuantitativas
 Observar una reacción de precipitación y el fenómeno de cristalización
 Promover la ejercitación metodológica para el desarrollo de posteriores trabajos
prácticos

Fundamento teórico:

La importancia de las reacciones de precipitación en química analítica radica
básicamente en las diversas aplicaciones que posee en el análisis químico. Por ejemplo
en:

 Métodos separativos: la precipitación del analita o de los componentes que
interfieren en la “muestra problema” es la más antigua de las técnicas de
separación usadas en análisis.
 Análisis gravimétrico: los métodos gravimétricos consisten en la precipitación
del analito de interés bajo la forma de un compuesto insoluble y en alto grado de
pureza, su aislamiento por filtración, el secado o calcinación del precipitado y la
determinación de su masa (valor cuantitativo)
 Volumetría de precipitación: se basa en medir el volumen de solución de un
reactivo de concentración conocida necesario para la precipitación total del
analita disuelto en un volumen de muestra.
 Turbidimetría: empleando las propiedades de los precipitados coloidales donde
es posible determinar la concentración de una sustancia, precipitándola y
midiendo la luz dispersa por las partículas en suspensión.
 En la síntesis de sustancias.

La precipitación de cualquier sustancia ocurre desde sus soluciones sobresaturadas. En
el caso de sustancias iónicas esto ocurre cuando el producto de la concentración de los
iones en solución es mayor que el Kps (constante del producto de solubilidad) del
cristal:

Dado un compuesto iónico AB, tendremos que en solución acuosa:

Q = [A+]ss . [B-]ss > Kps = [A+]s . [B-]s

Donde:

s = concentración en las soluciones saturada

ss= concentración en la solución sobresaturada

Q = producto de las concentraciones iónicas

Q debe ser significativamente mayor que Kps para que la precipitación se inicie.


La formación del precipiatdo de ioduro de plomo (II), en el presente práctico, se debe a
la reacción química que ha ocurrido entre el nitrato de plomo y el ioduro potásico, dos
compuestos diferentes que disueltos en agua son incoloros y que al ser incorporados en
un medio acuoso, reaccionan dando lugar a otro compuesto diferente que es sólido y de
color amarillo.

Actividad:


- Materiales a utilizar:

1. Soporte metálico
2. Aro con nuez
3. Vaso de precipitados
4. Probeta de 100 ml
5. Erlenmeyer de 250 ml
6. Embudo de vidrio
7. Varilla de vidrio agitadora

- Proceso experimental de la "Lluvia de oro":

Inicialmente se preparan dos disoluciones: una primera disolución de 40 ml de nitrato
de plomo (II) (diluida). También otra disolución de 80 ml de ioduro potásico. Verter el
yoduro potásico sobre la disolución de nitrato de plomo (II). Calentar el vaso de
precipitado. Enfriar la disolución utilizando agua corriente. Cuando aún esté caliente se
vierte sobre una probeta o varias dependiendo de la cantidad de disolución sobrante .
Para obtener un mayor efecto al observar la disolución se enciende un flexo sobre la
probeta previamente apagando luces y cerrar persianas.



1. ¿Por qué se añade el doble de ioduro potásico que de nitrato de plomo?.
2. ¿Qué precipitado se forma?. Escriba la ecuación química correspondiente
3. ¿Qué es el fenómeno de cristalización?
4. ¿A que se debe la formación de la "Lluvia de oro"? . Explique


E-Realice el informe correspondiente al presente trabajo práctico


T.P. N°4: Reacciones analíticas redox

Objetivos:

 Interpretar reacciones analíticas de óxido-reducción y sus posibles aplicaciones
en determinaciones cualitativas
 Promover la ejercitación metodológica para el desarrollo de prácticas
relacionadas con el análisis cuantitativo

Marco teórico:

Las reacciones químicas de óxido - reducción (reacciones redox) son aquellas en las
cuales se produce una transferencia de electrones. Son las reacciones donde se producen
cambios en el nº de oxidación de algunas especies.

a)Agente Reductor: es la especie química (átomo o grupo de átomos o ion) que al
reaccionar cede electrones, es la especie que se oxida.

- Metales: los más utilizados son el cinc, cobre, hierro y aluminio, en medio ácido,
neutro o alcalino. Por ejemplo el hierro metálico se utiliza para reducir el estaño de IV a
II

- Ácido sulfuroso: se oxida como ión sulfato, en mediofuertemente ácido reduce por
ejemplo a los iones As de V a III el Sb de V a III

- Otros: el cloruro estannosos reduce el Fe de III a II, el Cr de VI a III, entre otros

b)Agente Oxidante: es la especie química (átomo o grupo de átomos o ion) que al
reaccionar gana electrones, es la especie que se reduce. Entre ellos encontramos:

- Los halógenos: los más utilizados son yodo, bromo y cloro. El primero en técnicas
cuantitativas de yodometería, y los otros en soluciones acuosas (agua de bromo y cloro)

- Ácido nítrico: depende de su concentración y de la naturaleza de la sustancia a oxidar;
por ejemplo cuando actúa concentrado sobre metales como la plata, mercurio y cobre,
origina NO2.

- Agua regia: se prepara mezclando HCl y HNO3 en relación 3:1; y se producen dos
sustancias oxidantes: el cloro (Cl2) y cloruro de nitrosilo (ClNO)

- Peróxido de hidrógeno: El agua oxigenada actúa como oxidante o reductor; frente a
oxidantes fuertes, como permanganatos, dicromatos, etc., actúa como reductor; sobre
los reductores (como por ejemplo las sales de Fe II), actúa como oxidante


Como reductor: O22- O2 (se oxida) + 2e-

Como oxidante O2 + 2e- 2O2- (se reduce)

En solución ácida, el ión dicromato, de color naranja se reduce a catión Cr (III). El color
de los complejos de este último varia de verde a violeta, debiéndose utilizar indicadores
con cambios de coloración muy notables con la finalidad de localizar el punto final del
dicromato

Cr2O7= + 14H+ + 6 e- 2 Cr3+ 7H2O

En solución alcalina el dicromato se transforma en CrO4= , de color amarillo que no
tiene poder oxidante.

Actividad:


-Materiales: granallas de Zn, trocitos de cobre, virutas de hierro, HCl, FeSO4 al 2%,
H2SO4 al 10%, KMnO4 al 1%, KSCN al 10%, dicromatro de potasio0,1N, sol de
cloruro estannoso recién preparada (15 g de SnCl2.2 H2O en 100ml deHCl 1:2), HgCl2
5%, solución indicadora de difenilamina (1g en 100 ml de H2SO4 ), solución de H2SO4
1:5 y ácido fosfórico al 85% p/p

- Tubos de ensayos, gradilla de tubos de ensayos, pipetas, bureta, soporte, erlenmeyer,
agua destilada, matraz aforado, vaso de precipitado y varilla de vidrio
reacciones redox con metales

Colocar en una gradilla tubos de ensayos limpios, numerarlos y agregar:

− Tubo N° 1: 1cm3 de HCl conc. y una granalla pequeña de Zn.

− Tubo N° 2: 1 cm3 de HCl conc. y un trozo pequeño de cobre.

− Tubo N° 3: 2 cm3 de solución de CuSO4 al 0,5% y Fe en virutas. Observar.

− Tubo N° 4: 2 cm3 de solución de CuSO4 al 0,5% y un trocito de Zn.

Oxidación de Fe2+ por MnO4-

Colocar en una gradilla 2 tubos de ensayos limpios y agregar en ambos 2 cm3 de
solución

de FeSO4 al 2%, y 3 gotas de H2SO4 al 10%. Agitar y agregar en el tubo N° 1
solamente, 3 gotas de KMnO4 al 1%. Añadir luego a cada tubo 3 gotas de solución de
KSCN al 10%.


Observar e interpretar lo que ocurre en cada caso.

Para la determinación del ión férrico con una solución de dicromato de potasio 0,1N,
tomar 20-25 ml de la muestra, llevarlo a un erlenmeyer de 250 ml, calentar hasta
ebullición, agregar de 1 a 1,5 ml de SnCl2 , se deja enfriar y luego se le agrega 1 a 1,5
ml de HgCl2 . Se le adicionan 150ml de agua, 10 ml de H2SO4 , 5ml ácido fosfórico y 3
gotas de solución indicadora

Se titula con solución de dicromato hasta que el color verde pase al verde grisáceo,
luego a partir de allí gota a gota hasta la aparición del color azul violáceo

(el viraje del indicador es reversible, por lo tanto si la solución es sobretitulada
accidentalmente, esta puede ser titulada por retorno)

B- Analizar los resultados obtenidos y escribir las ecuaciones químicas
correspondientes


Ejemplifique dos casos en el que el peróxido de hidrógeno es utilizado en
determinaciones analíticas cualitativas

1- ¿Cuáles son los iones que puedes ser identificados en una muestra de suelo?
2- De los iones del punto 1 ¿Cuáles se identifican a partir de una reacción analítica
redox?¿ Cómo se determinan?. Indique el procedimiento correspondiente.
3- Con los datos obtenidos en el práctico ¿ Cómo determina los miligramos de
catión férrico presentes en la muestra?
4-



T.P. N°5: Sensibilidad y Selectividad

Objetivos:

 Determinar la sensibilidad y selectividad de una reacción química
 Confrontar la sensibilidad de una misma reacción química sobre dos soportes
diferentes
 Interpretar las interferencias presentes en una reacción química

Marco teórico:

La Sensibilidad o Límite de Identificación (L.I), de una sustancia es la mínima
cantidad de sustancia, expresada en gamma (γ) o microgramos (µg), que es capaz de ser
revelada o que se pone en evidencia por un reactivo en un ensayo o técnica. Debe
tenerse en cuenta que cada tipo de ensayo o técnica utiliza volúmenes normalizados
predeterminados con lo que desaparece la incertidumbre en la concentración.

Concentración Límite (C.L): es una forma mas completa de expresar la sensibilidad,
pues toma en cuenta un factor muy importante como es la concentración.

Se define la concentración límite como la cantidad (masa) mínima de una especie
expresada en gramos que es apreciable por unidad de volumen, expresada en mL.

C.L = masa/volumen = g/mL

Relación entre C.L y L.I

C.L = (g) identificados / mL de disolución 0 L.I (µg) x 10-6 /mL

L.I (µg) = C.L x mL x 106

Otra forma de expresión; Límite de dilución (L.D): es el valor inverso de C.L y
expresa una dilución por encima de la cual la relación ya no es positiva. Ej. 1/200.000
significa los gramos de sustancia problema pueden ser detectados cuando se halla
disuelta en doscientos mil mL.

La selectividad expresa el grado de interferencia de unas especies químicas en la
identificación de otras. La determinación práctica de la sustancia a investigar resulta
difícil, pues normalmente presenta interferencias capaces de desorientarnos en una
reacción. Las interferencias pueden ser de tres tipos:

1. Positivas: cuando la sustancia extraña que acompaña a la que se investiga
reacciona con el reactivo, produciendo una reacción cuyo resultados similares a
la que produce dicho reactivo con la sustancia problema. Ej. Fe (oso) da
precipitado rojo con la dimetilglioxima, al igual que el Ni que se investiga con
dicho reactivo.
2. Negativas: cuando la reacción es retardada o inhibida por las sustancias que
acompañan a la sustancia problema. Ej. Al investigar Fe (ico) con sulfocianuro,
da coloración roja pero si hay F se forman complejos hexa-fluor-ferrato (III)


poco ionizado. Este tipo de interferencias es aprovechada, en aquellos casos en
que se quiere inhibir la reacción de un catión que interfiere positivamente o
enmascarando la reacción.
3. De enmascaramiento: se refiere a aquellas sustancias que estando presentes en la
solución problema, ya sea porque son coloreadas o porque reaccionan con el
mismo reactivo que la sustancia principal produciendo precipitados o productos
coloreados, enmascaran la reacción impidiendo su visualización en forma
inequívoca. Ej. Co con sulfocianuro da cobalto sulfocianuro, ión de color azul,
pero si hay Fe+3 presente, se formará un complejo de color rojo que enmascara el
color azul de la reacción.
Ensayo en blanco: se realiza siguiendo exactamente la técnica para una reacción
sustituyendo la solución problema por agua destilada. Sirve para comprobar la
pureza de un reactivo; pues en caso de dar positivo, quiere decir que el mismo
esta impurificado por la sustancia que investigamos; y en aquellos casos que se
investiga con un reactivo coloreado, sirve como termino de comparación para
informar positividad de una reacción.
Ensayo testigo: se realiza siguiendo exactamente la técnica para una reacción
sustituyendo la solución problema con el analito que quiero identificar y me
sirve de referencia para su posterior reconocimiento.

Actividad:


La técnica de concentración limite y límite de identificación consiste en ensayar una
reacción de identificación o reconocimiento de un elemento o de una sustancia por
medio de un reactivo específico o no, partiendo de una concentración perfectamente
conocida del elemento o sustancia que se investiga y ensayando el resultado.

Para determinar la selectividad de una reacción química se realizaran ensayos a la gota,
utilizando placa de toque como soporte. Para cada reacción se debe hacer:

* Un ensayo en blanco

* Ensayos testigos para cada analito por separado, es decir, analito (ETA) y la
interferencia (ETI)

* Ensayo testigo con la mezcla de interferencia (EA+I)

* Ensayo con la mezcla de analito e interferencia (EA+I).

- Materiales a utilizar: papel de filtro, placas de toque, microtubos o tubos de Khan (de
acuerdo con el método y técnica a seguir)
Concentración del reactivo: conocida y constante
Concentración del problema. Conocida y disminuirá progresivamente.
Volúmenes: Soporte utilizado: papel de filtro: 0.05mL
Placa de toque: 0.05mL
Microtubos: 1.00mL


Tiempo: tomar como limite de reacción positiva 2 minutos.

Reacciones de Identificación:

1. Fe+3 con ferrocianuro de potasio*
2. Ni con dimetilglioxima**
Ensayos:

a) Microtubo: 1mL de muestra problema + NH3 hasta alcalinizar + DMG
b) Placa de toque: 2 gotas de muestra problema + NH3 hasta alcalinizar +DMG
c) Papel de filtro: 2 gotas de muestra problema + DMG + vapores de
NH3concentrado
* Si el Fe es ferroso, se oxida previamente con un cristal de persulfato potásico.
Precipitado azul indica Fe (en grandes concentraciones).

* La prueba es mas sensible cuando una gota de la solución por probar se coloca sobre
papel de filtro seco que ha sido impregnado con el reactivo. La impregnación se lleva a
cabo mejor usando una solución saturada caliente del reactivo en acetona.

Reacciones de Identificación de las interferencias:

1. Identificación de Fe(II) con DMG en presencia de Ni (II)
Una gota de solución por probar (previamente reducida en caso de ser necesario, por
adición de sulfato de hidracina) se mezcla con un cristal de acido tartárico y luego se
adiciona una gota de DMG alcohólica al 1%, seguida por un poco de amoniaco. De
acuerdo con el contenido de Fe, aparece una coloración roja más o menos intensa. El
color se desvanece con el reposo en el aire porque el complejo ferroso se oxida.

La presencia de Ni interfiere, pues la precipitación de la Ni-DMG insoluble roja hace
difícil ver la coloración roja de la solución. Sin embargo, si se agrega cianuro de
potasio, Ni-DMG se disuelve y solo queda la sal ferrosas roja la que es estable en
presencia de cianuro de potasio.

B-Analizar los resultados obtenidos y escribir las ecuaciones químicas correspondientes


a- ¿Qué factores condicionan la sensibilidad y la selectividad de una reacción
química?
b- Establecer la importancia en la elección del soporte o técnica a utilizar.




T.P. N°6: Reactivos generales y específicos

Objetivos:

 Utilización y aplicación de reactivos generales y específicos
 Promover la ejercitación metodológica para el desarrollo de posteriores
trabajos prácticos (identificación de cationes)
 Interpretar propiedades químicas y físicas en las reacciones analíticas
Marco teórico:

Reactivos generales: Amoniaco y sulfuro.

Frente al Al3+ y el Fe3+ actúa como reactivo general el amoniaco. Si ambos están
mezclados nos basaremos en el anfoterismo del Al(OH)3 para separar dichas especies.

Frente al Cu2+ y Zn3+ el ion sulfuro actúa como reactivo separador, por las diferencias
de Producto de Solubilidad de sus sulfuros.

Se visualiza la influencia del pH en la separación. Se usa tioacetamida como generador
de iones sulfuro.

Utilización de la tioacetamida como reactivo general en reemplazo del H2S:

El sulfuro de hidrogeno es muy toxico. Debido a esto se ha intentado sustituirlo en el
desarrollo sistemático del análisis cualitativo por otros reactivos que contienen azufre,
por ejemplo por tioacetamida en cuya hidrólisis se forma sulfuro de hidrogeno. La
precipitación por tioacetamida es un ejemplo de la llamada precipitación homogénea
que también y mas correctamente se puede llamar método de los reactivos producidos.

En este procedimiento como reactivo se utiliza tal o cual producto que se forma
paulatinamente en la solución debido a una reacción determinada. La tioacetamida
CH3CSNH2 es la amida del acido tioacético. En soluciones acuosas la tioacetamida se
descompone dando como productos intermediarios acido tioacético CH3COSH y
acetamida CH3CONH2.

Con la elevación de la temperatura la velocidad de la descomposición aumenta
desarrollándose la siguiente reacción.

CH3CSNH2 + 2 H2O CH3COOH + NH3 + H2S

La velocidad de descomposición también aumenta en presencia de iones hidrogeno u
oxhidrilos según:

Medio acido: CH3CSNH2 + 2 H2O CH3COOH + NH4+ + H2S

Medio Alcalino: CH3CSNH2 + 3 OH- CH3COO- + NH3 + H2O + S2-

Como se puede apreciar, en medio acido la concentración de ion sulfuro es mucho
menor que en medio alcalino, puesto que la disociación del acido sulfhídrico se inhibe
por la presencia del ion hidrógeno libre.


Reactivo Selectivo:

La dimetilglioxima o reactivo de Tschugaeff (1905) en solución amoniacal forma con el
Fe2+ una sal de color rojo. El Fe3+ no da ese color pero precipitan Fe(OH)3 debido al
medio amoniacal. Por ello debe acomplejarse con acido tartárico. El Ni2+ en soluciones
amoniacales o en buffer acetato-acético, precipita con la DMG un quelato rojo, pero si
el catión se acompleja con CN-, se evita la formación de dicho precipitado.

Actividad:

a) En un tubo de centrifuga colocar 2 mL de muestra. Tomar el pH con papel tornasol
rojo de la siguiente forma: tomar una gota de la solución a ensayar con una varilla y
tocar un pedacito del papel indicador colocado sobre papel blanco limpio, o placa de
toque, o sobre vidrio reloj. Observar el color.

Se agrega gota a gota NH3 2M agitando luego de agregar cada gota, se toma el pH del
líquido homogeneizado a cada paso hasta llegar a pH alcalino. Se agregan algunos
cristales de ClNH4. Se calienta suavemente a baño maría, se raspan las paredes del tubo
para favorecer la precipitación. Enfriar completamente en agua, centrifugar, previo
equilibrado de los tubos.

Verificar precipitación completa agregando al sobrenadante una gota NH· diluido, para
ello separar el liquido y colocarlo en otro tubo. Si precipita, unir con el preparado
anterior. Lavar dos veces el precipitado, para lo cual se debe preparar un líquido de
lavado de la siguiente constitución:

1mL H2O + 2 gotas de NH3 2M + Cristales de ClNH4

Al precipitado se lo trata con 1 mL de NaOH diluido (30%). Agitar con la varilla de
modo de suspender el precipitado. Calentar a baño maría, enfriar y luego centrifugar 2
minutos. Transferir el líquido sobrenadante a otro tubo. Reservar el residuo. En el
líquido investigar aluminio.

Agregar acido acético hasta llegar a acidez. Comprobar con el tornasol.

b) Tomar 0,5 mL de muestra en tubo para centrifuga en el cual se ha marcado
previamente el nivel de 2,5 mL, neutralizar si es necesario con NH3 2 M probando en
placa, con indicador de azul de bromotimol (tornasol universal). Se agregan 0,35 mL de
HCl 2M y 4 gotas de tioacetamida, llevando a B.M. nuevamente. Dejar enfriar y
centrifugar.

En la solución queda Zn2+. En el precipitado el SCu negro. Se separan ambas fases.


- Materiales a utilizar: papel de filtro, placas de toque, tubos de centrifuga, papel
tornasol rojo.
a) Identificación de Al usando papel como soporte:


En papel de filtro 4 x 4 cm colocar una gota de la solución problema, secar arrimando a
una llama sin quemar y luego otra gota repitiendo la operación. Agregar 1 gota de
alizarina S sobre la anterior. Exponer a los vapores NH3 cc. Color rojo ladrillo indica la
presencia de Al.
Ensayo en blanco: ya que la alizarina tiene color propio, es necesario comparar con un
blanco, en el cual en vez de la solución a ensayar se coloca agua destilada.
Luego en el orden correspondiente los reactivos detallados. Comparar.
En el precipitado investigar hierro:
Sobre el precipitado se agrega gota a gota ClH cc y calentar a baño maría (BM), hasta
disolución. Enfriar. Diluir con 2 mL de agua destilada.
Reconocimiento sobre placa de toque:
Con una pipeta pasteur colocar 1 gota de solución problema en una cavidad y agregar 1
gota de Fe (CN)6K4. Color azul indica Fe3+.
b) reactivo selectivo
En los siguientes tubos agregar los reactivos indicados en ese oreden:
Tubo1: 2 gotas de Ni2+ 0,05M + NH3 hasta alcalinizar + 2 gotas de DMG
Tubo2: 2 gotas de Fe2+ 0,05M + NH3 hasta alcalinizar + 2 gotas de DMG
Tubo3: 2 gotas de Ni2+ + CNK hasta decoloración + 2 gotas DMG
Tubo4: 2 gotas de Fe2+ +1 gota de ClH diluido + 5 gotas de H2O2, calentar a BM 2 min.
Enfriar. Agregar cristales de tartrato de potasio, alcalinizar con NH3 y agregar 2 gotas
de DMG.
Mezclar partes iguales de Fe2+ y Ni2+, tomando los tubos 1 y 2 como testigos y
reconocer:
Tubo5: Fe2+ en presencia de Ni2+
Tubo6: Ni2+en presencia de Fe2+
Puede ensayarse la presencia de Fe2+ con ortofenantrolina en medio neutro. Origina
color rojo, ningún otro ion lo hace. Reactivo especifico.
c) Identificación de Cu2+ y Zn2+

En el precipitado: lavar con 1 mL de agua conteniendo 2 gotas de tioacetamida y
cristales de ClNH4. Para el lavado suspender el precipitado en el líquido, calientar 2-3
minutos en B.M., enfriar, centrifugar y desechar el líquido.

Tratar el precipitado con 1,5 mL de una mezcla de NO3H + H2O (1+2). Llevar a B.M.
Enfriar. Agregar NH3cc. gota a gota hasta reaccaion alcalina, comprobar con tornasol.
Una coloración azul indica la presencia de Cu2+.

Agregar CNK 0,5 N hasta desaparición del color azul y dos gotas mas. Agregar 3 gotas
de tioacetamida, un cristal de ClNH4 y calentar a B.M. turbidez por precipitado blanco
de SZn indicaría que pudo llegar hasta aquí, resultando deficiente: la separación con
sulfuro o el lavado del precipitado de SCu.

En la solución: agregar NH3 2M hasta neutralidad, comprobar con tornasol más 2 o 3
gotas en exceso. Agregar 3 gotas de tioacetamida y calentar a B.M. 5 minutos. La
aparición de precipitado blanco de SZn lo confirma. Si se observa precipitado pardo o


gris es que ha pasado Cu2+, cuyo S2- negro al precipitar aquí obscurece al blanco del
Zn2+.



a- Defina reactivo general y específico y ejemplifique
b- Diseñe una experiencia sencilla donde se utilicen estos tipos de reactivos




T.P. N°7: Marcha analítica del primer grupo de cationes

GRUPO DE LA PLATA (GRUPO I) PLOMO, MERCURIO (oso) Y PLATA

Objetivos:

 Utilizar técnicas y propiedades para la separación de cationes.
 Reconocer los diversos tipos de reactivos para la identificación
 Identificar los cationes del primer grupo.

Marco teórico:

Los cationes que conforman el primer grupo de cationes son: Pb+² Hg+, Ag+. Los
compuestos de estos metales se caracterizan porque precipitan como cloruros con
HCl diluido. El cloruro de plomo es algo soluble en agua y por eso, no se precipita
totalmente como cloruro en este grupo, y se identifica nuevamente el Grupo II,
donde es precipitado como sulfuro muy insoluble. En cuanto a las características de
estos metales, puede indicarse que:

 Plomo: metal gris azulado. Se disuelve fácilmente con en HNO3 dil.
 Mercurio: metal plateado, líquido en cond. Ambientales. No es atacado por
HCl y H2SO4 dil pero reacciona fácilmente con el HNO3
 Plata: metal blanco, maleable, dúctil. Insoluble en HCl y H2SO4 dil , pero se
disuelve fácilmente en HNO3 y H2SO4 conc (2:1)
La marcha analítica del primer grupo de cationes responde al siguiente esquema:

MUESTRA
HCl 2M

Ppdo. Blanco: ClAg; ClHg; Cl2Pb

H2O Caliente

Solución Precipitado

K2Cr2O4 IK NH4OH caliente

PbCr2O4 PbI Solución Precipitado
HNO3 KI
amarillo amarillo
Papel

HgCl(NH2) negro
AgCl blanco AgI amarillo


Actividad:


- Materiales
Pipetas de 5-10 ml, vaso de precipitados, varilla, mechero, trípode, tela metálica con
amianto, embudo, papel de filtro.

Ácido nítrico diluido, solución de cromato de potasio, amoníaco diluido, solución de
yoduro de potasio, solución de ácido acético, ácido clorhídrico 2 M.

1. A la muestra incógnita, colocar 1 ml de ácido clorhídrico 2 M contenida en un
tubo de ensayo.
2. Filtrar el precipitado y separar la solución, con un embudo y papel de filtro.
3. tratar al precipitado con agua caliente y separar la solución en dos tubos de
ensayo.
4. A una de ellas agregar una solución de cromato de potasio, registrar lo
observado.
5. A la otra muestra agregar una solución de yoduro de potasio, registrar lo
observado.
6. Al residuo que quedó en el papel de filtro, agregar una solución de hidróxido de
amonio, registrar lo ocurrido.
7. A la solución que se recoge del paso anterior, se lo divide en dos muestras.
Dividir en dos muestras a la solución que se recoge del paso anterior.
8. A una agregar una solución de ácido nítrico diluido, registrar lo ocurrido.
9. A la segunda muestra agregar una solución de yoduro de potasio, registrar lo
observado.

Registrar y anotar lo observado.

Realizar un esquema descriptivo con los pasos seguidos en la identificación de los
cationes del primer grupo.



¿Cuál es el reactivo general del primer grupo de cationes?

¿Qué reactivos específicos fueron utilizados?

¿Debido a qué se utiliza agua caliente para lavar el residuo?




T.P. N°8: Segundo grupo de cationes

Objetivos:

 Identificar cationes del segundo grupo partir de una muestra problema
Marco teórico:

Este grupo es llamado “del arsénico y del cobre” y están ormados por los cationes:
mercurio, plomo, bismuto, cobre, cadmio, arrsénico, antimonio y estaño, que
precipitan como sulfuros, en solución ácida. Los sulfuros de arsénico, antimonio y
estaño son solubles en sulfuro de amonio o en solución de hidróxido de sodio,
mientras que los cationes restantes son prácticamente insolubles. por eso se
recomienda subdividir este grupo en dos subgrupos: IIa(del Cu) que comprende el
mercurio, plomo, bismuto, cobre y cadmio y el grupo IIB o grupo del arsénico que
incluye arsénico, antimonio estaño

MUESTRA

+HCl

RESIDUO FILTRADO

1mlH2O2 3%. Ajuste con HCl 0,3M en Ø .Saturar con H2S

RESIDUO FILTRADO

INDICA LA PRESENCIA

DEL II GRUPO

Actividad:


Materiales:

Vaso de precipitado, varilla, moneda de cobre, trípode, tela metálica con amianto,
embudo, papel de filtro.

Solución de Hidróxido de sodio 1 M, solución de Yoduro de potasio, solución de
Cloruro de estaño (II), amoníaco diluido, carbón, Carbonato de sodio.


1.- Dividir la muestra incógnita I en cuatro partes:
a) A una de ellas agregar hidróxido de sodio, luego agregar un exceso de este
reactivo. Verificar la solubilidad del precipitado en ácido clorhídrico.
b) A la segunda muestra agregar lentamente la solución de ioduro de potasio.
Luego agregar un exceso de reactivo.
c) A la tercera, agregar lentamente una solución de cloruro de estaño (II). Luego
agregar un exceso de reactivo.
d) A la última porción de la muestra agregar una lámina de cobre brillante (limpio).
2.- Dividir la muestra incógnita II en dos porciones.
a) A la primera, agregar una solución de amoníaco diluido. Luego agregar un
exceso de reactivo.
b) A la segunda, agregar una solución de hidróxido de sodio. Comprobar su
solubilidad en ácidos minerales.
3.- La muestra incógnita III, dividirla en cuatro porciones y luego:
a) A la primera, tratarla una pequeña cantidad de hidróxido de amonio.
b) A la segunda, agregarle hidróxido de sodio en frío. Comprobar su solubilidad
con un exceso de reactivo. Luego calentar el tubo de ensayo.
c) A la tercera, agregarle una solución de ioduro de potasio.
d) A la cuarta porción, sumergir un clavo de hierro limpio.
4.- Dividir la muestra incógnita IV en dos porciones:
a) A la primera, agregarle lentamente hidróxido de amonio, y luego un exceso de
reactivo.
b) A la segunda, hidróxido de sodio, y luego comprobar su solubilidad con un
exceso de reactivo.
5.- A la muestra incógnita V, agregarle IK. Observar y anotar
6.- A la muestra incógnita VI, agregarle hidróxido de sodio gota a gota. Comprobar su
solubilidad con un exceso de reactivo.
7.- Registrar lo observado, escribir las fórmulas correspondientes y realizar un esquema
del procedimiento realizado.



1) Investigar de qué manera se diferencian los precipitados formados por Hg (II) y Hg
(I)
2) ¿Debido a qué al agregar en exceso cloruro de estaño (II) se obtiene un precipitado
diferente al anterior?




T.P. N°9: Tercer grupo de cationes

Objetivos:

 Reconocer los diversos tipos de reactivos para la identificación
 Identificar los cationes del tercer grupo.
Marco teórico:

El tercer grupo de cationes es también llamado “grupo del hierro y del cinc” y se
encuentra formado por: hierro, aluminio, cromo, níquel, cobalto, manganeso y cinc.
Ellos, precipitan en solución alcalinizada con hidróxido de amonio, en presencia de
cloruro de amonio por sulfuro de amonio. El Fe3+, el Al3+, y el Cr3+, precipitan como
hidróxidos, por el hidróxido de amonio, debido a que sus sulfuros son solubles en
solución acuosa. Los demás, precipitan como sulfuros. Por ello, es recomendable
dividir al grupo en dos subgrupos: IIIA o grupo del hierro, formado por Fe3+,, Al3+, y
Cr3+, y IIIB o grupo del cinc, representado por los cationes níquel, cobalto, manganeso
y zinc.

Actividad:


Materiales: Vaso de precipitados. Tubos de ensayos. Tela metálica con amianto.
Mechero

Solución de amoníaco. Solución de Ferrocianato de Potasio. Solución de ácido
clorhídrico. Solución de hidróxido de sodio 1 M. Solución de cloruro de sodio. Agua
oxigenada. Ácido clorhídrico concentrado. Solución de fosfato monoácido dosódico.
Ácido acético

1. A la primera muestra incógnita se la separa en tres porciones.

Porción A, tratarla con las siguientes sustancias:

a. Agregar a la misma una solución de amoníaco, al obtenerse un
precipitado marrón rojizo indica la presencia de Fe(OH)3. observar,
anotar y escribir la ecuación química.
b. Al precipitad formado dividirlo en dos porciones y añadirle: Reactivo en
exceso y ácidos diluidos.
El producto de solubilidad del Fe(OH)3 es tan pequeño (3,8 . 10-38) que
ocurre la precipitación completa en presencia de sales de amonio, diferencia
con Fe (II), Ni, Zn y Mg.

c. Calentar el precipitado de hidróxido de para obtener óxidos de hierro (III)
y probar su solubilidad en ácidos.


Porción B, tratarla con las siguientes sustancias:

a. Agregar hidróxido de sodio. Observar, anotar y escribir la ecuación
química.
b. Comprobar si es soluble o no en exceso de reactivo.

Porción C, tratarla con las siguientes sustancias:

a. Añadir a la muestra ferrocianuro de potasio. Observar, anotar y escribir
la ecuación química.
b. Comprobar su solubilidad en: ácido clorhídrico diluido, ácido clorhídrico
concentrado y exceso de reactivo. Observar y añadir a una parte
hidróxido de sodio y obtendrá un precipitado rojo a medida que se forma
el óxido de hierro (III) y los iones ferrocianatos (II). Observar y anotar.

2. A la segunda muestra incógnita se la divide en cuatro porciones:

Porción A:

a. Agregar solución de amoniaco. Luego de la formación del precipitado,
cloruro de amonio y calentar a ebullición hasta que tengan ligero color a
amoniaco; comprobar si el hidróxido formado es soluble o no en ácidos y
bases fuertes. Observa, anotar y escribir la ecuación química
correspondiente.
Porción B:

a. Agregar hidróxido de sodio, gota a gota. Observar, anotar y escribir la
ecuación correspondiente. Comprobar la solubilidad del precipitado en
exceso de reactivo.
En presencia de ácido cítrico, sulfosalicílico, málico, azucares y otros
compuestos orgánicos hidroxilados no tiene lugar la precipitación del
hidróxido de aluminio, con soluciones de amonio o hidróxido de sodio.

Porción C:

a. Agregar a la tercera porción fosfato de sodio y comprobar la solubilidad
de los mismos en ácidos fuertes, en acético y en hidróxido de sodio.
Observar, anotar y escribir la ecuación química correspondiente.
Porción D:

a. Añadir carbonato de sodio. Observar, anotar y escribir la ecuación
correspondiente. Comprobar la solubilidad en exceso de reactivo.

3. Separar la muestra III en dos porciones:

Porción A:

a. Agregar amoniaco y llevarla a ebullición. Observar, anotar y escribir la
ecuación química correspondiente.


La presencia de un precipitado gelatinoso gris verdoso o gris azulado,
demuestra la presencia de Cr 3+.

Porción B:

a. Agregar a la muestra hidróxido de sodio. Observar, anotar y escribir la
ecuación correspondiente y comprobar si se disuelve por acción de
ácidos diluidos y exceso de reactivo. A la solución formada por exceso
de reactivo, agregarle agua oxigenada (peróxido de hidrógeno)
obteniéndose una solución amarilla debido a la oxidación de los iones
Cr+3 a Cr+5.
Luego de destruir el exceso de peróxido por ebullición, se identifican los
iones cromato utilizando el siguiente mecanismo, se agrega a la solución
ácido acético (para acidificar) luego cloruro de bario, obteniéndose un
precipitado amarillo de cromato de bario.

4. Dividir la muestra IV en ascuotas y tratarlas con:
a. Hidróxido de sodio, a bajas temperaturas comprobar la precipitación de
una sal básica. Observar, anotar y escribir la ecuación correspondiente.
b. A otra porción agregarle hidróxido de sodio en exceso y calentar:
El precipitado se convierte en hidróxido de cobalto (rosa). Comprobar,
anotar y escribir la ecuación química correspondiente.

Por exposición al aire este se transforma en Co (III) negro amarronado, este
cambio ocurre más rápidamente si se le agrega peróxido de hidrógeno.

c. Tomar otra alicuota y agragarle gota a gota pequeñas cantidades de
solución de amoniaco hasta la formación de un precipitado, el cual en
exceso de reactivo se disuelve. Comprobar, anotar y escribir la ecuación
correspondiente.
5. Tratar la muestra V con:
a. Hidróxido de sodio: observar, anotar y escribir la ecuación
correspondiente: comprobar si es insoluble en exceso de reactivo y en
presencia de amoniaco. Identificar el catión.
6. Dividir la muestra VI en dos porciones y agregar:
a. Hidróxido de sodio. Observar, anotar y escribir la ecuación química
correspondiente.
Dividir el precipitado en tres porciones y comprobar la solubilidad en
presencia de exceso de reactivo, que le ocurre al precipitado expuesto al aire
y en presencia de peróxido de hidrógeno.

b. La segunda muestra se tratará con solución de amoniaco. Comprobar la
solubilidad del precipitado en exceso de reactivo. Observar, anotar y
escribir la ecuación correspondiente.
7. Separar la muestra incógnita en dos alicuotas:
a. Tratar a la primera con hidróxido de sodio. Comprobar la solubilidad del
precipitado por agregado de ácidos, exceso de reactivo. Observar, anotar
y escribir la ecuación química correspondiente.
Identificar a todos los cationes, luego de cada ensayo.


Precaución: al agregar cualquier reactivo hacerlo gota a gota.



1. Escribir los cationes que pertenecen el tercer grupo de cationes, divididos en dos
subgrupos.
2. Identificar en un cuadro como harías para separarlos y poder identificarlos.
3. Teniendo en cuenta la marcha de cationes, ¿qué compuestos forman al agregarse
los reactivos del grupo?




T.P. N°10: Cuarto y Quinto grupo de cationes

Objetivos:

 Identificar los cationes del cuarto y quinto grupo
 Trabajar en escala de semimicroanálisis y microanálisis
Marco teórico:

Grupo del calcio (grupo IV): bario, estroncio y calcio

Los cationes de éste grupo (IV) no precipitan con los reactivos generales de los grupos
I, II y III. Se caracterizan por precipitar con solución de carbonato de amonio, en
presencia de soluciones de cloruro e hidróxido de amonio.

El grupo de los metales alcalinos (grupo V), se encuentra conformado por los cationes
magnesio, sodio, potasio, litio y amonio. Los cationes de éste grupo no precipitan con
los reactivos generales de los grupos anteriores. El Li, Na y K son alcalinos, el amonio
se incluye en este grupo porque sus compuestos son semejantes a los metales alcalinos.
El Mg se incorpora en éste grupo porque su carbonato no precipita por solución de
carbonato de amonio en presencia de cloruro de amonio, como los alcalinos térreos

Actividad:


Materiales: Pipetas de 1-5-10 ml.. Vaso de precipitado. Tubos de ensayo para
semimicroanálisis y microanálisis. Varilla. Mechero. Trípode. Tela metálica con
amianto.

Cromato de potasio. Amoníaco. Cromato de sodio. Ácido acético. Ácido sulfúrico.
Ácido clorhídrico. Carbonato de amonio. Sulfato de calcio. Solución de hidróxido de
amonio, solución de hidróxido de sodio, solución de carbonato de sodio, solución de
ácido perclórico.

IV Grupo (en escala de semimicro análisis):

1. Separar la muestra en tres porciones.
a. Tratar a la primera porción con carbonato de amonio, comprobar la
solubilidad en ácidos diluidos.
b. A la segunda porción tratarla con ácido sulfúrico diluido, comprobar la
solubilidad del precipitado en agua y ácidos diluidos. Hacer hervir al
sulfato de bario con una solución concentrada de carbonato de sodio.
c. A la tercera porción de muestra tratarla con cromato de potasio.
Comprobar su solubilidad en ácido acético diluido y en ácidos minerales.
Hacer las ecuaciones correspondientes e indicar los cambios producidos.

2. A la segunda muestra incógnita dividirla en cuatro porciones
a. Tratar la primera con hidróxido de aluminio.
b. A la segunda porción agregarle carbonato de amonio. Comprobar su
solubilidad en ácidos diluidos.


c. Tratar la tercera porción con ácido sulfúrico diluido. Colocar el
precipitado en dos tubos de ensayo: al primer agregarle ácido para
comprobar su solubilidad y al segundo tubo agregarle solución
concentrada de carbonato de sodio. La solución del segundo tubo de
ensayo, filtrar y disolver el precipitado en ácido clorhídrico y de esa
manera se transfieren los iones estroncio a la solución.
d. A otra porción de muestra agregarle sulfato de calcio en caliente.
e. Trate otra porción de muestra con cromato de potasio. Compruebe la
solubilidad del mismo en agua, soluciones de ácido acético y en ácido
minerales.

3. A la tercer muestra incógnita, dividirla en tres porciones:
a. Tratar a la primera porción con solución de carbonato de amonio. Llevar
a ebullición y observar los cristales formados.
b. A la segunda porción tratarla con ácido sulfúrico diluido, comprobar su
solubilidad en agua.
c. Comprobar si precipita con cromato de potasio y sulfato de calcio e
indicar la diferencia con el estroncio y el bario.

V Grupo (en escala de micro análisis):

1. Dividir la muestra I en tres alicuotas:
a. A la primera agregar una solución de hidróxido de amonio. Observar,
anotar y escribir la ecuación química correspondiente. Comprobar la
solubilidad del precipitado en exceso de reactivo.
b. A la segunda agregar una solución de hidróxido de sodio. Observar,
anotar y escribir las ecuaciones correspondientes.
c. A la tercera porción agregar solución de carbonato de sodio. Observar,
anotar y escribir las ecuaciones correspondientes. Comprobar su
solubilidad en bases, ácidos y soluciones de amonio.
2. A muestra II, agregar una solución de ácido perclórico. Observar, anotar y escribir las
ecuaciones correspondientes.
3.


1. Hacer un cuadro en el cual se visualice la separación e identificación de los
cationes del cuarto y quinto grupo.
2. Explicar las características generales del grupo de cationes.
3. ¿Qué ocurre cuando se agrega un ácido a una solución de cromato de potasio?
4. ¿Debido a qué los iones de estroncio y calcio necesitan mayor cantidad de iones
cromatos para precipitar que los iones bario?




T.P. N°11: Identificación de aniones

Objetivos:

 Identificar los aniones cloruro, carbonato, bicarbonato e hidróxido presentes en
una muestra
 Promover la ejercitación metodológica para el desarrollo de posteriores trabajos
prácticos
Marco teórico:

El ión cloruro (Cl-), es uno de los aniones inorgánicos principales en el agua natural y
residual. Una de las técnicas utilizadas para su determinación es el Método de Mohr.
La valoración se hace con solución patrón de AgNO3. El indicador es el ión CrO4 =,
que produce en la solución, en el punto inicial, una coloración amarilla y forma en el
punto final un precipitado rojo ladrillo de cromato de plata, Ag2CrO4.

Cl - + Ag+  AgCl  (Precipitado blanco)
CrO4= + 2Ag+  Ag 2CrO4  (Precipitado rojo ladrillo)

La alcalinidad del agua puede deberse a la presencia de bicarbonato, carbonato e
hidróxidos. Estos aniones pueden determinarse por titulación con solución valorada de
ácido mineral fuerte (ácido sufúrico0,02N) en los sucesivos puntos de equivalencia por
medio de indicadores.
La fenolftaleína (indicador) permite determinar la fracción de alcalinidad atribuible al
hidróxido y la mitad del carbonato. La heliantina o naranja de metilo es un indicador
que puede utilizarse para determinar la alcalinidad debida a hidróxido, carbonatos y
bicarbonatos
Fenolftaleina; intervalo de transición el pH 8,0-9,6 (incoloro en ácido, rojo en básico)
Heliantina: intervalo de transición el pH 3,1-4,4 (rojo en ácido, amarillo en básico)
Este tipo de titulaciones útiles son para el tratamiento de las aguas naturales.

Actividad:


Materiales: pipetas de 1-5 y 10 ml, erlenmeyer de 100 y 250 ml, probetas de 50 ml,
papel indicador universal, agitador magnético, solución K2CrO4 al 0,05 % (p/v),
solución de AgNO3 0,01N, H2SO4 0,02N; fenolftaleína; naranja de metilo; patrón para
fenolftaleína pH 8,3; patrón de naranja de metilo pH 4,2

Muestra 1: Medir 20ml de la muestra y transferirlo en un erlenmeyer de 100-250ml;
adicionar 1 ml de indicador K2CrO 4. Ajustar el pH 7-10. Añadir gota a gota con
solución de nitrato de plata, agitando constantemente, hasta que aparezca una
coloración rojo ladrillo.

.


Muestra 2: Medir 100ml de la muestra y transferirlo en un erlenmeyer de 250ml;
adicionar 2 gotas de fenolftaleína (coloración rosada, indica la presencia de carbonatos
y/o hidróxidos)

Añadir con una bureta gota a gota, solución de H2SO4 0,02N (valorado por el auxiliar
docente con carbonato de sodio) hasta que la coloración sea semejante a la solución
patrón preparada (Vfe)

A la misma muestra agregar dos gotas de naranja de metilo y añadir con una bureta gota
a gota, solución de H2SO4 0,02N hasta que la coloración sea semejante a la solución
patrón preparada (Vhe). Las determinaciones deben hacerse por triplicado

B- Analizar los resultados obtenidos y escriba las ecuaciones químicas
correspondientes

Teniendo en cuenta que

 Vfe es mayor de 0 y Vhe es igual a 0; la especie presenta aniones OH-
 Vfe es igual a cero y Vhe mayor a 0; la especie presenta HCO3-
 Vfe mayor a 0 y Vhe mayor a 0; puede darse que:
a- Vfe > Vhe; las especies presente son OH- y CO3=
b- Vfe = Vhe; la especie presente es CO3=
c- Vfe < Vhe; las especies son HCO3- y CO3=
d-

a- ¿Cómo prepara 250 ml de una solución 5N de H2SO4 ( a partir del concentrado,
98%, densidad= 1,89 g/ml)
b- ¿Cómo prepara 250 ml de una solución 0,0200N de H2SO4 a partir de de la
anterior (5N)
c- ¿Qué es la alcalinidad del agua?. ¿Cómo se expresa?
d- ¿Cuáles son los valores de alcalinidad para el agua sea potable?
e- Indique tres aniones de importancia en los suelos para cultivo de hortalizas.
Justifique su respuesta e indique las técnicas de uso habitual para la
determinación cualitativa de los mismos




T.P. N°12: Trabajo práctico integrador de contenidos

Objetivos:

 Promover la ejercitación metodológica del análisis químico analítico cualitativo
y su aplicación
 Interpretar las reacciones analíticas por colorimetría
 Determinar por colorimetría algunos nutrientes presentes en una muestra de
suelo
Marco teórico:

Todas las propiedades analíticas que se puedan observar por cualquier método tienen su
aplicación en el análisis. La reacción Química es la base fundamental de los procesos
analíticos.
La reacción analítica es toda reacción química utilizable en Química Analítica porque
origina fenómenos fácilmente observables que se relacionan con la sustancia, elemento
o grupo químico que se analiza.
Estas reacciones pueden verificarse por vía húmeda que, generalmente, tienen lugar
entre iones en disolución y por vía seca que se verifican entre sólidos.
la importancia analítica en suelos para las actividades agropecuarias de debe a que se
requieren de ciertos elementos químicos para el crecimiento saludable de las plantas. La
escasez de uno solo puede afectar seriamente los rendimientos y las utilidades en la
agricultura.

Nutrientes N, P, K son llamados primarios debido a que , se requieren en mayor
cantidad para el desarrollo adecuado del vegetal. Nutrientes secundarios son el Ca, Mg,
S y los micronutrientes son el B, Cu, Fe, Mn, Mo, Zn, Cl denominados así debido a que
la planta requiere de ellos en pequeñas cantidades.

La planta no asimila de la tierra los otros elementos necesarios (C, O, H).

En el presente trabajo práctico se utiliza la propiedad de los compuestos químicos de
colorarse cuando intervienen en reacciones químicas específicas( reacciones analíticas
por colorimetría)

Actividad:


Materiales: Tamiz, embudo, papel de filtro, pipeta, probeta, matraz aforado, varrilla
agitador de vidrio. Agua destilalda, Acetato de sodio, Ácido acético, Difenilamina,
äcido sulfúrico concentrado, Yoduro de potasio, Cloruro mercurioso, Hidróxido de
potasio, Molibdato de sodio, Oxalato estanoso, Bencidina, Amarillo de titanio
(tiazol),Oxalato de amonio.


Lleve 5 gramos de la muestra de tierra por analizar a estufa 105-110°C durante 1 hs

Elija tamices de 10, 18, 40, 60, etc y determine la granulometría del material
(identificando los tamices de retenido y cernido del material). Añadir 10 ml de solución
extractiva, se agita unos minutos y se filtra (no debe añadirse agua). Al líquido filtrado
se le llama “extracto del suelo” y lleva disueltos los elementos a determinar.

NITROGENO/NITRICO.

1.En una placa de porcelana se coloca una gota de extracto de suelo (ES) y se le
agrega 4 gotas de difenilamina, se reposa 2 minutos, se agita se observa la
colración formada. Varía, según la concentración de azul fuerte a azul pálido.
NITROGENO AMONIACAL.

2. 4 gotas de ES se le agrega 2 gotas de reactivo de Nessler, se reposa 1 minuto y
se compara. La coloración varía de café a amarillo.
FOSFORO.

3. 10 gotas de ES y 1 gota de molibdato de sodio y 2 gotas de oxalato estanoso, se
agita y reposa un minuto. La coloración varía de azul a blanco
MANGANESO

4. 10 gotas de ES y 1 gota de KOH, agitando se agregan 2 ó 3 gotas de bencidina
y se compara inmediatamente (coloración fugaz). Varía de azul verdoso a azul
no muy intenso.
MAGNESIO

5. 10 gotas de ES, 1 gota de KOH y 3 gotas de amarillo de titanio, se agita y se
reposa 1 minuto. La coloración varía de rojo carmín a amarillo naranja.
CALCIO

6. 10 gotas de ES y 2 gotas de oxalato de amonio, se reposan 5 minutos y se
comparan verticalmente. La coloración varía de blanco a transparente.
7.

a- ¿Identifique cinco iones importantes para identificar en las muestras de
suelo?.Justifique su respuesta
b- ¿Qué variantes se utilizan en el análisis e suelo con r4specto a la técnica
mencionada?¿Por qué?

D- Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos



Para la PREPARACION DE LOS REACTIVOS utilice las siguientes técnicas
operatorias:

1. Solución extractiva: 10 gramos de acetato de sodio en 100 ml de ácido acético al 3%.
2. Ácido acético al 3%: 3 ml de ácido acético se aforan a 100 ml con agua destilada.
3. Difenilamina: solución al 2/1000 ó .2/100 en H2SO4 concentrado, sin que la
temperatura no exceda de 24° C en la preparación.
4. Reactivo de Nessler: (200 ml). 10 gr de KI en 30 ml de agua destilada, agregar
solución saturada de HgCl2 (4.4 gr en 70 ml de agua destilada) y 80 ml de KOH al
50%; completar a 200 con agua destilada.
5. Molibdato de sodio: 12.5 gr en 100 ml de agua tibia. Por separado, mezclar 50 ml de
ácido acético y 550 ml de agua destilada. Mezclar las dos soluciones lentamente y
agitando. No debe haber precipitado.
6. Oxalato estanoso: Disolver en 10 ml de ES lo que se pueda tomar con la punta de un
palillo. Se debe preparar el día que se utiliza.
7. Bencidina: 0.1 gr de bencidina en 20 ml de ácido acético; diluir a 200 ml con agua
destilada.
8. KOH: solución acuosa al 15%. 15 gr en 100 ml de agua destilada.
9. Amarillo de titanio (tiazol). 50 mg en 20 ml de agua destilada.
10. Oxalato de amonio. Solución acuosa al 105. 10 gr en 100 l de agua destilada.


T.P. N°13: Diseño de una actividad experiemntal

Objetivos:

 Promover la ejercitación metodológica para la elaboración de un protocolo
experimental
 Interpretar la importancia de la articulación de contenidos y su aplicación
 Que el alumno valore la importancia de la creatividad en las tareas asignadas
 Que el alumno domine los contenidos curriculares en el que se van a
desempeñar.

Marco teórico:

Frente a la importancia de formar a los alumnos para mantenerse en un sistema
abierto de aprendizaje, basado en el manejo adecuado de la información, la resolución
de problemas, la creatividad ,(Zagastizabal, 1993), es que se propone, como instrumento
orientado a la formación de conocimientos de la Química Analítica, el desarrollo de las
prácticas de laboratorio

Se trata entonces, de suministrar a nuestros estudiantes la posibilidad para
reconocer, investigar hechos y/o fenómenos; registrar y formular un interrogante
analítico, plantear y analizar experimentos controlados; obtener y organizar
información, formular hipótesis , evaluar realidades y extraer conclusiones (Bastido,
1990)

Recuerde que las siguientes partes son las que conforman un protocolo e laboratorio
(pudiéndose incluir otras o modificar las presentadas)

 Objetivos: los propósitos de la actividad propuesta
 Fundamentos teóricos que permiten comprender los temas abordados en la parte
práctica
 .Materiales: los recursos a utilizar
 Técnica de laboratorio: tiene como propósito presentar una situación que pone al
alumno en contacto con objetos o fenómenos reales o simulados. La aplicación de esta
técnica permite que los alumnos realicen observaciones y no simplemente observen, que
participen y no ser simples espectadores.
 Análisis de datos: orientando a reflexionar sobre los resultados obtenidos en las
experiencias
 Interrogatorio: es un procedimiento didáctico universalmente empleado para despertar
y dirigir la actividad reflexiva de los alumnos

En ellas el docente identifica las metas, diagnostica los conocimientos previos,
estructura los contenidos, prepara organizadores y piensa el tipo de preguntas a incluir


Actividad:

A partir del programa general vigente de la asignatura y las experiencias de
laboratorio realizadas: elabore y ejecute, en forma grupal, un protocolo experimental
relacionado con la temática “análisis de agua”, pensando en la construcción de
conocimientos en contextos reales (diversas muestras de agua) con la finalidad de
desarrollar capacidades reflexivas y críticas entre sus pares

B- Analizar los resultados obtenidos

el programa general vigente de la asignatura y las experiencias de laboratorio realizadas,
recordando que:

C-Realice la propuesta de la clase: teniendo en cuenta

 Unidad Académica, fecha, ejecutores, título
 Fundamentación
 Objetivos
 Contenidos conceptuales
 Contenidos procedimentales
 Contenidos actitudinales
 Estrategias metodológicas: exposición didáctica, interrogatorio, técnica de
laboratorio
 Recursos didácticos: como pizarrón , tiza, material de laboratorio, guías de
trabajo, libros, apuntes.
 Evaluación:
 Criterios de evaluación:
 Sistema de evaluación:
 Tiempo


4-GUÍA DE PROBLEMAS PARA EL SEMINARIO.

Serie de Problemas N°0

Soluciones

Objetivo: identificar las ideas previas que poseen los alumnos sobre la resolución de
situaciones problemáticas teóricas de soluciones

Marco teórico:

La concentración de las disoluciones de los reactivos puede expresarse en tanto por
ciento, en Molaridad y en Normalidad. Excepcionalmente se emplean los conceptos de
Molalidad, o de Formalidad, y para las disoluciones de Peróxido de Hidróxido,
volúmenes de oxígeno contenidos en un litro de disolución.
Una disolución al X por ciento indica que en 100 ml de la disolución hay disueltos X gr
del reactivo.
Una disolución molar es la que tiene disueltos un mol de la sustancia en un litro de la
disolución:

Una disolución normal es la que contiene un equivalente químico del reactivo disuelto
en un litro de disolución:

Disolución molal es la que contiene disuelto un mol de sustancia en 1000 gr de
disolvente:

Disolución formal (formalidad) es aquélla que contiene en un litro de disolución el
peso-fórmula o el peso, expresado en gramos, de la fórmula de la sustancia. Aunque
generalmente coinciden las disoluciones molares y formales, otras veces no es lo
mismo:


La concentración de las disoluciones muy diluidas se expresa corrientemente en partes
por millón (ppm). Una ppm equivale, en disoluciones, a 1 mg por litro o a un g por ml.
Esta forma de expresión permite pasar fácilmente a tantos por ciento de peso en
volumen (gramos por litro).

Concentraciones excesivamente diluidas se expresan corrientemente en partes por billón
(ppb).
Diluir es reducir una concentración a otra menor. Para preparar una disolución más
diluida a partir de otra concentrada basta recordar que la cantidad de sustancia disuelta
es la misma en ambas disoluciones e igual al producto del volumen por la
concentración, basándonos en la fórmula:

C · V = C’ · V’

Resuelve:

1-Si diluimos un litro de ácido clorhídrico del 37% (P/P), δ = 1,19 g/ml, hasta obtenerse
un ácido del 25%(P/P) ¿Qué cantidad e agua deberá añadirse?

2-El resultado del análisis de una muestra de aire nos da una concentración de ozono de
0,04 ppm y para el dióxido de azufre de 0,088 ppm, ambos V/V, medidos a 25 ° C y 1
atm. de presión. Calcular la concentración de dichos gases expresados en μg/m³

3- Un laboratorio dedicado al estudio de los efectos de los productos químicos en el
cuerpo humano, ha establecido que no se puede sobrepasar la concentración de 10ppm
(V/V) de HCN en el aire durante 8 horas seguidas, si se quiere evitar riesgos para la
salud. Sabiendo que una dosis letal de HCN en el aire (según el índice de Nerck) es de
300mg/Kg de aire, a temperatura ambiente, ¿a cuántos mg de HCN/kg de aire equivalen
a 10ppm. ¿Qué fracción de dosis letal corresponden a las 10 ppm?

Datos: M(aire)= 29
M(HCN)= 27

4- Una empresa embotelladora de agua para consumo envía a su laboratorio de la misma
con el fin de que se determine si el agua producida cumple con los estándares fijados


por una organización internacional de protección ambiental en lo relativo a los niveles
máximos permisibles de cadmio y níquel. Dichos niveles son 0,004mg/l y 0,1mg/l,
respectivamente.
El análisis efectuado arrojó los siguientes resultados: 3ppm de cadmio y 50ppm de
níquel ¿Es segura esta agua para consumo?
(1ppm= 10‫ ³־‬mg/l) ppm (m/v)

5- Se debe preparar una disolución conteniendo un 8,5% de KI que será utilizada para
grabar oro en tarjetas de circuitos impresos. Dicha disolución se debe efectuar en base a
una concentrada con 15% de KI y otra diluida con un 2,6% de KI ¿Cuál deberá ser la
relación entre las masas de disolución concentrada a disolución diluida a fin de preparar
la disolución deseada?

6- Una disolución de peróxido de hidrógeno es de 25 volúmenes. Exprese su
concentración en mol/l. Masa H2 O2 = 34

7- Con el fin de disminuir la temperatura de congelación del agua contenida en un
depósito, se disuelve en el mismo y en una concentración del 3% en peso, una sustancia
de fórmula empírica (C2H6O) n; originándose un descenso de la presión de vapor a 20°C
de 0,209 mmHg. Determine la temperatura de congelación de dicha disolución
Kc = 1,86 °C kg/mol; presión vapor de agua a 20°C , 17,54 mmHg

8- A efectos de probar la posible disociación de dos sales de mercurio (II) (nitrato y
cloruro) se prepara una experiencia de crioscopía con los siguientes resultados para el
nitrato se disuelven 32,4 gr de Hg(NO3 )2 por cada 1000 gr de H2O, obteniéndose un
punto de congelación a 0,56 °C y para el cloruro se disuelve 189,7 gr de HgCl2 en la
misma cantidad de agua alcanzándose un punto de congelación de 1,30 °C ¿Cuál de las
dos sales está disociada?
Kc= 1,86 °C Kg/mol
Masa ( Hg(NO3)2) = 324,6
Masa ( HgCl2) = 271,0

9- Un ingeniero químico está investigando está investigando el comportamiento del
ácido fórmico HCOOH, en diferentes disolventes con vistas a la implementación de un
proceso industrial. Cuando disuelve 4,60 gr de dicho ácido en 1Kg de benceno
encuentra un descenso crioscópico de 0,26°C. Al disolver la misma cantidad de ácido en
1 Kg de agua el descenso observado es de 0,19°C ¿Qué debería asumir para explicar
estos resultados?
Constantes crioscópicas Kc(benceno)= 5,12°C kg/mol
Kc(agua)= 1,86°C kg/mol
M(ácido fórmico)=46,0

10. Al tratar 1 litro de disolución de yodo en agua conteniendo 0,2637 gr de yodo, con
25ml de disulfuro de carbono; pasan al disolvente 0,2405 gr. Hallar el coeficiente de
distribución del yodo entre el disulfuro de carbono y el agua

11. ¿Qué volumen de una solución de hidróxido de potasio 0.6380 M neutralizará 430.0
ml de ácido sulfúrico 0.4000 M?


12. ¿Cuántos gramos de Cl2Ca · 6 H2O son necesarios para preparar 500 ml de
disolución 0.45 N? Y ¿Cuál es la Molaridad de esta disolución?.

13. 4.75 gramos exactos de BaCl2 · 2 H2O (pfg = 244) se disuelven en agua hasta 250
ml. Calcular la concentración formal de BaCl2 · 2 H2O y de Cl- en esta solución.

14. Describir la preparación de 2.00 litros de BaCl2 0.108 F a partir de BaCl2 · 2 H2O
(pfg = 244).

15. Calcular la concentración molar de ion K+ en una disolución que contiene 750 ppm
de K4Fe(CN)6 (pfg = 368).

16. Las disoluciones que contienen ion MnO4- (pfg = 119) están tan intensamente
coloreadas, que una solución en la que la concentración de MnO4- sea 4.0 · 10-6 F, ya
tiene un color perceptible para la mayoría de los observadores. Calcular las partes por
millón de MnO4- en dicha solución.

Equilibrio químico y efecto del ión común

Objetivo: Aplicar el concepto de equilibrio químico, los factores que influyen sobre el
mismo y efecto del ión común a situaciones problemáticas teóricas

Marco teórico:

En la mayoría de las reacciones los productos muestran rendencia a reaccionar entre si
para dar nuevamente los reaccionantes

Dada la reacción; aA+bB cC+dD. Decimos que el sistema llega a
el

equilibrio, existiendo una relación entre reactivos, productos y coeficientes
estequiomètricos

Siendo,la constante de equilibrio= Kc o Ke = [C]c [D]d

‫׀‬A‫׀‬a ‫׀‬B‫׀‬b (teniendo en cuenta la ley de
acción de masas)

Consideramos para el cálculo de Kc que:

a) Que la reacción directa (derecha) y contraria( izquierda) presentan la siguiente
relación:


K1

aA bB + cC K1= 1/ K’1

K’1

b) Teniendo en cuenta los coeficientes estequiomètricos de un ecuación química ,
se tiene que:
K1
2H2 (g)+ ½ O2(g) 2H2O(g)

K2
2H2 (g)+ ½ O2(g) 2H2O(g) K1 = (K2)1/2

c) La constante de equilibrio en función de las presiones parciales (Kp) de un
sistema gaseoso, es igual a
aA (g) +bB (g) cC(g) + dD(g)

Kp= [PC]c [PD]d como PV=nRT (la relación entre las constantes es

‫ ׀‬PA‫׀‬a ‫׀‬PB‫׀‬b

Kp = Kc (RT)Δn

Δn= variación de coeficientes estequiomètricos = (c+d) – (a+b). Si Δn=0, entonces
Kp = Kc

En reacciones heterogéneas con sòlidos, estos no aparecen en la expresión de la
constante. Ej aA (l) +bB (s) cC(s) + dD(l) Kc = [D]d /
[A]a

(l)= lìquido ; (s)= sòlido

Los factores que afectan el equilibrio, son:

a- Concentración: si aumenta la concentración de los reaccionantes, entonces,
aumenta la concentración de los productos.

El cociente de las concentraciones (Qc) para: aA +bB ↔ cC+ dD

Qc = [C]c [D]d < Kc. La reacción se desplaza hacia la derecha

‫׀‬A‫׀‬a ‫׀‬B‫׀‬b

La igualdad se recupera cuando los reactivos reaccionan y aumenta la concentración
de los productos

b- La presión: el aumento de la presión, e un sistema en equilibrio, provoca que la
reacciòn se desplace hacia la “región” done la suma de los moles gaseosos es
menor


c- El volumen: el aumento del volumen de un sistema en equilibrio hace que el
mismo se desplace en sentido del miembro de la ecuación cuya suma de moles
sea mayor (inverso a la presión).
d- La temperatura: si varia la temperatura en un sistema en equilibrio se alcanza un
nuevo equilibrio. Si la entalpia es positiva, el sistema absorbe calor, la reacción
se desplaza hacia la derecha y aumenta la el valor de la constante
Ecuación de Van’t Hoff= log K1/K2 = ΔHº. (T2 – T1 )
2,303. 8,31 . T1T2

Resuelve:

1. Para la ecuación de reacción
N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)

realizada a 2200 K, la concentración para cada una de las especies es:

[N2] = 2,4 .10-2 M; [O2] = 6,31 . 10-2 M; [NO] =1,15 . 10-3 M

Calcular Kc para el equilibrio señalado. Calcular también las constantes para los
equilibrios

2NO(g) N2(g) + O2(g)

½ N2(g) + ½ O2(g) NO(g)

2. En el proceso de obtención del amoníaco, representado por la ecuación

½ N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g)

el valor de Kp es 0,0266 atm-1 a 327 ºC y 0,00659 atm-1 a 427 ºC. Calcular el valor de
Kc a ambas temperaturas.

3. La constante Kp para la reacción de síntesis a 673 K representada por
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

tiene el valor de 1,64 . 10-4 cuando las presiones son expresadas en atm. Calcular el
valor de dicha constante cuando la presiones se expresan en mmHg. Calcular así mismo
la Kc.


4. Sn O2 (g) + 2 H2(g) Sn(g) + 2H2O(g)

Para la reacción dada a 750 ºC la presión total del sistema vale 32,0 mmHg, siendo la
presión parcial del agua 237 mmHg. Calcula la constante Kp para dicha ecuación de
reacción.

5. El carbonato de amonio NH4CO2NH2, se descompone según la ecuación
NH4CO2NH2(g) CO2(g) + 2NH3(g)

En un recipiente de 5 litros se introducen 25g de carbonato y se calienta a 308 K
hasta que este alcance el equilibrio. Sabiendo que Kp = 1,18 . 10-3 atm a dicha
temperatura. Calcular: a) la presión total de los gases, b) la masa de carbonato que
queda en el recipiente. M carbonato = 78

6. El hierro se puede obtener en el alto horno haciendo uso de la reacción representada
por:
FeO(s) + CO(g) CO2(g) + Fe(g)

a la temperatura de 1100 K. A dicha temperatura Kp = 0,400. Si a través de FeO sólido
presente en cantidad suficiente, se pasa 5000 moles de gas, conteniendo 20% de CO Y
80% de N2. ¿Qué cantidad de hierro metálico se podría obtener?

7. Se calentó a 500˚C un litro de HI a presión constante hasta que se estableció el
equilibrio de a cuerdo con la ecuación 2 HI H2 + I2
El análisis indica las siguientes concentraciones en la cámara de reacción: (H2) = 0,42
mol/L = I2 y (HI) = 3,52 mol/L. Calcúlese el valor de K para la ecuación anterior a

500˚C.

8. Se introduce un mol de HI en el sistema del ejercicio anterior en equilibrio.
Calcúlese la [ ] de H2, I2 Y HI después de que el sistema alcance el equilibrio a 500˚C.

9. En un tanque sellado de 5L se colocaron limadura de hierro y agua. El tanque se
calentó a 1000˚C. Por medio del análisis se encontró que el contenía 1,10 g de H2 y
42,50 g de vapor de agua. En el tanque se produce la reacción
3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2

Calcúlese la constante de equilibrio de la reacción.


10. Dado que K = 0,395 A 350˚C para el equilibrio

2NH3 N2 + 3H2

Determinar NH3, N2 Y H2 en un recipiente de 5 L en el que se colocaron 15 g de NH3 el
que se calentó a 350˚C

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO

11.El equilibrio de 2SO3 (g) 2SO2 (g) + O2(g) tiene a 700˚C una constante
Kc = 48 . 10-3. Si en un reactor introducimos a 700 C los tres componentes de forma
que sus concentraciones sean [SO3] = 0,60 ;[SO2] = 0,15 ; [O2] = 0,025. ¿Qué ocurrirá?

12. A 450˚C la constante del equilibrio I2(g) + H2(g) 2 HI(g) vale 54,8. Calcular
las concentraciones de equilibrio de todas las especies si en un recipiente de 10,0L se
introducen 12,69 g de I2; 0,01g de H2; y 25,58 g de HI y se calientan a 425˚C
M (I) = 126,9

M (H) = 1,00

13. El alcohol etílico y el ácido acético reaccionan de acuerdo con la ecuación
S2H5OH + CH3COOH CH3-COO-C2H5 + H2O

Si se mezclan un mol de etanol y un mol de ácido acético se alcanza el equilibrio
cuando se han formado 2/3 mol de acetato de etilo (CH-COO-C2H5) y 2/3 mol de H2O.
Calcular a) la constante de equilibrio para la ecuación anterior de reacción; b) la
composición de equilibrio si se mezclan 1 mol de ester y 1 mol de H2O.

14. A 420˚C la constante Kc para la ecuación de reacción
2HgO(g) 2Hg(g) + O2(g)

vale 1,07 . 10-7. En un recipiente de 1 litro se introduce HgO sólido en exceso y se
calienta a 420 C. Calcular las concentraciones de Hg(g) y de O2(g) en el equilibrio.

15.La constante Ke de la reacción 2 NO(g) + O2(g) 2NO2(g)
5
a 327 C vale 6,41 . 10 . A 327˚C y 10 atm se introduce en un reactor una mezcla de la
siguiente composición volumétrica: 80% de NO2; 4% de O2 y 16% de NO. Calcular: a)
la constante Kp. b) la presión parcial de cada gas en el equilibrio.


16. Para el equilibrio H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g) la constante Ke = 4,40 a
2000 K. Calcular las concentraciones en el equilibrio cuando se introducen
simultáneamente en un reactor de 4,68 L. a) 1 mol de H2, 1 mol de CO2 y 2 moles de
H2O a dicha temperatura. b) cuando se introducen en el dicho reactor 1 mol de H2, 1
mol de CO y 2 moles de H2O.

17.A 425˚C la Ke para el equilibrio I2(g) + H2(g) 2HI(g) vale 54,8. Calcular
las concentraciones del equilibrio si en un reactor de 20 L de capacidad es introducen 15
moles de yodo, 2 moles de H2 y 25 moles de IH.

Influencia de la presión y el volumen

18.Sea el equilibrio establecido a 817˚C
C(s) + CO2(g) 2 CO(g)

La mezcla de gases en el equilibrio contiene un 80% en volumen de CO bajo una
presión de 3,125 atm. Utilizando estos datos calcular a) la constante Kp, b) la
composición de la mezcla gaseosa bajo una presión de 10 atm.

19. Dado el equilibrio CO (g) + Cl2 (g) COCl2(g), las concentraciones son:
[CO] = 2 moles/l y [COCl2] = 20 moles/l.
Calcular la composición del equilibrio a) cuando se añade 1mol/l de Cl2, b) cuando el
volumen se hace doble, c) cuando el volumen se reduce a la mitad.

20.A una temperatura dada y presión de 6,135 atm la reacción
C(s) + CO2(g) 2CO(g) se encuentra en equilibrio conteniendo un 30%
de CO2. Calcular a) la constante Kp de dicho equilibrio, b) la composición de la mezcla
gaseosa bajo una presión de 12 atm.

21.El equilibrio 2NOBr (g) 2NO (g) + Br 2(g) a 350 C tiene una constante
Kp de valor 0,491. Si se introducen en un recipiente de 10 L a dicha temperatura una
mezcla de gases cuyas presiones parciales son;
P NOBr = 2 atm

P NO = 1,50 atm


P Br = 2,50 atm

Calcular a) las presiones parciales de cada gas en el equilibrio, b) las presiones parciales
de cada gas si se comprime la mezcla anterior hasta un volumen de 5 litros
manteniéndose la temperatura constante.

22.La presión de disolución del oxido de mercurio II representada por la ecuación
2HgO (s) 2Hg (g) + O2(g) vale 387 mmHg a 420˚C.

Calcular a) la constante Kp de equilibrio, b) la presión parcial del Hg a esta temperatura
en un recipiente cerrado en el que existe una presión inicial de O de 0,800 atm, c) la
cantidad de HgO que se disociara en las condiciones del apartado anterior si el reactor
tiene un volumen de 15 L.

M de HgO = 216,6.

23.En un recipiente de 5L y a la temperatura de 250˚C se encuentra en equilibrio
0,0261 mol de PCl5, 0,100 moles de PCl3 y 0,200 moles de PCl2. Calcular
a) la constante Ke para la ecuación en equilibrio de PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2
(g)

b) las presiones parciales de cada gas, c) las concentraciones de cada especie en el
equilibrio si el volumen del recipiente se reduce a la mitad, d) la presión total del
recipiente en estas nuevas condiciones.

Disociaciones

24.En un recipiente de 5 L se introducen 0,284 moles de N2O4 a 50˚C. Al llegar al
equilibrio la presión es de 2 atm. Calcular a) el grado de disociación a esa temperatura
b) el grado de disociación si el volumen del reactor se redujera a la mitad.

25.A 2000˚C y 1 atm de presión el CO2 está disociado en la proporción de 1,8 % de
ácido con la ecuación de reacción 2CO2(g) 2CO(g) + O2(g)
Calcular las constantes Ke y Kp para dicha ecuación de reacción.


26.A 60˚C y una atm de presión el tetraóxido de dinitrógeno esta disociado un 53%.
Calcular a) el porcentaje de disociación a la misma temperatura y 2000 mmHg, b) la
presión a la cual el peróxido estaría disociado en un 67% a la misma temperatura.

Efecto de la temperatura

27.La constante de equilibrio Kp para la reacción de ecuación
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)

Tiene a 300 K el valor de 3,17 . 10 16 y a 600 K el de 2,51 . 10 8. Calcular la entalpía
de dicha transformación.

28.La presión de disociación del CaCO3 a 1,073 K ES 138 mmHg. Calcular la
temperatura a la que la presión de disociación tendrá el valor de 320 mmHg, sabiendo
que la entalpía de reacción vale 202,3 KJ.

Reacciones àcido-base

Objetivo: Aplicar los conceptos de ácido y base fuerte, débil, sales solubles y cálculo de
pH para la resolución de situaciones problemáticas teóricas en distintos tipos de
sistemas

Marco teórico:

Para la resolución de los problemas se deberá tener en cuenta las correspondientes
ecuaciones de equilibrio, balance de masa y balance de cargas, surgiendo de esta forma
las siguientes ecuaciones:

a- En ácidos y bases fuertes (monoprótidos o monobásicas)
 [H+]= Ca+ Kw o [H+]2 - Ca[H+] – 10-14= 0 (1)
[H+]

Para simplificar la ecuación (1),si el àcido es suficientemente concentrado
[H+]= Ca

(Ca= concentración del ácido, Cb= concentración de la base)

 [HO-]= Cb+ Kw (2)
[OH-]

(2)Ecuación semejante a la obtenida para los ácidos fuerte

En ácidos y bases fuertes y suficiente mente concentradas (diprótidos y
dibásicas)
[H+]= 2Ca para ácidos
[OH−]= 2Cb para bases
b- Ácidos y bases débiles


 [H+]= Ca Ka + Kw (3)
+
Ka+ [H ] [H+]

Esta ecuación puede ser utilizada en todos los casos de disolución de un ácido débil en
agua, pero puede ser simplificada dependiendo de los valores de Ca y Ka ; por ejemplo si
el ácido suministra una concentración de protones depreciable frente a la suministrada
por el disolvente, la acidez aportada por el agua es muy inferior a la suministrada por
el ácido (este último caso con un ácido totalmente disociado o bien poco disociado).

 [HO-]= Cb Kb + Kw (4)
- -
Kb+ [OH ] [OH ]

Como en el caso de ácido débil, la ecuación (4) puede ser simplificada para casos
particulares

c-Ácido débil y base débil (mezclas): en ete caso se colocan en solución un ácido
débil y su base conjugada, teniendo en cuenta que la especie que está “cargada”
contiene un contraión neutro; ej CNH+NaCN o ClNH4+NH3 o H3C-COOH +
NaOOC-CH3. En este caso :

[H+]= Ka Ca - [H+] + [OH−] (5)
Cb+ [H+] - [OH−]

Cuando no hay mucha diferencia entre la fuerza del ácido y la de la base y las
concentraciones no son bajas, la ecuación (5) puede simplificarse

d-Ácidos polibàsicos o poliprotonados débiles: si tenemos un ácido polipròtido cuya
fórmula, com fines didàcticos, es AH3

[H+]= [OH−] + [AH2−] +2 [AH2-] +3 [A3-] balance de cargas (6)

Esta ecuación (6) admite varias simplificaciones, dependiente de diversas situaciones;
por ejemplo si el ácido es muy débil y/o muy diluido, la acidez es solamente
suministrado por el solvente (agua), entonces: [H+]= [OH−] . Si la acidez del gua es
muy inferior a la suministrada por el ácido [H+]= [AH2−] ya que solo tiene
importancia la primera disociación, las otras son despreciables con respecto a la primera
(pK1< pK2< pK3)

e- Sales de ácido débil y base fuerte y de ácido fuerte y base débil: en este caso
podemos decir que si las sales solubles provienen de ácido y base fuerte, el pH es de 7.
En el caso de sales provenientes de ácido fuerte y base débil, como el cloruro de
amonio o nitrato de amonio, al disociarse, el catión amonio es ácido y los aniones
cloruro o nitrato son neutro, como consecuencia se aplica las fórmulas utilizadas para
ácidos débiles o bien las propuestas por José A. López Cancio (2000)

[H+]2=Ka Ca (7) (el ácido es mas fuerte que el agua y se encuentra
parcialmente disociado, es la fórmula mas frecuente en la práctica)

pH= 1/2 pKa – ½ logCa (8)


Las sales de ácido débil y base fuerte como el acetato de sodio, cianato de sodio,
carbonato de sodio, fosfato de sodio, en la disociación, presentan aniones
correspondientes a especies básicas y el catión sodio : neutro; es por ello, que puede
aplicarse, para el cálculo de pH, las ecuaciones correspondientes a “la base es mas
fuerte que el agua y se encuentra parcialmente disociada”, (fórmula mas frecuente en la
práctica)

Resuelva:

Ácidos y bases fuertes

1. Calcular el pH de una disolución de ácido clorhídrico 0,02 M
2. Calcular el pH de una disolución de ácido sulfhídrico 0,01 M considerándolo como:
a) un ácido bibásico fuerte

b) un ácido moderadamente fuerte en la segunda protonización. K2 = 1,2 . 10-2

3. Calcular el pH de una disolución de hidróxido de bario Ba(OH)2 0,3 M.
4. Calcular el pH de un ácido fuerte monobásico a la concentración 10 -7 M.
Ácidos y bases débiles

5. Calcular el pH de una disolución de ácido acético 0,100 M, Ke = 1,80 . 10-5 pKa =
4,74.
6. Calcular el grado de disociación del ácido acético a las concentraciones 0,010 M;
0.0010 M, 0,00010 M. Ka = 1,80 . 10-5
7. Calcular el pH y la concentración de una disolución de amoniaco en agua si el grado
de disociación es del 1% . Kb = 1,80 . 10-5.
8. Una solución de piridina presenta un pH de 8,4. Calcular su concentración y el grado
de disociación. Kb = 1,50 . 10 -9.
P + H2O PH ++ OH-

Ácido débil y base débil (mezcla)

9. Se tiene una mezcla de ácido acético y acetato de sódio, ambas a uma concentración
0,1 M, calcular El pH en el sistema.
10. Idem anterior para uma concentración de 10-5M
11. Determine el pH para um sistema cloroacètico (Ka= 10-2,9) y cloracetato, ambos
a uma concentración de 10-3 M

Ácidos polibàsicos o poliprotonados débiles

12. Calcular las concentraciones de [H+]; [HCO-3]; [HO3-2 ] en una disolución 0,010
M de ácido carbónico. K1 = 4,2 . 10-7; K2= 4,8 . 10-11
13. Calcular la concentración de iones sulfuro en una disolución que es 0,025 M en
H2S y 0,010 M en HCl.
Datos: las constantes para el ácido sulfúrico son: K1 = 1,0 . 10-7; K2 = 1,0 . 10-13

14. Calcular el Ph de una disolución de H3PO4 0,020 M.
K1 = 7,5 . 10-3 y K2 = 6,2 . 10-8


15. El ácido cítrico es un ácido tribasico H3C6H5O7. Datos pK1 = 2,13; Pk2 = 4,77 y
pK3 = 6,40. Calcular las concentraciones de protones y de los aniones monobásicos,
bibásicos y tribasicos en una disolución de ácido cítrico 0,010 M.
Sales de ácido débil y base fuerte y de ácido fuerte y base débil.

16. Calcular el pH y el grado de disociación de una disolución de acetato de sodio
NaAc 0,010 M, sabiendo que la constante de ionizacion del ácido acético es Ke = 1,8
.10-5.
17.
Calcular la concentración de una disolución de acetato de sodio cuyo pH= 8,97. Ke =
1,8 . 10-5

18. Hallar la concentración de iones hidroxilo en una disolución acuosa de cloruro
de amonio NH4Cl 0,010 M. Kb(NH3) = 1,80 . 10-5 y Ke(NH4+) = 5,50 . 10-10.
19. Calcular el pH de una disolución de carbonato de sodio Na2CO3 0,10 M.
K2(H2CO3) = 4,8 . 10-11.

20. Calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución de acetato de amonio
0,010 M. Ke(HAc) = 1,8 . 10-5; Kb(NH3) = 1,8 . 10-5; Ke(NH4+) = 5,56 . 10-10

Reacciones de precipitación

Objetivo: Aplicar los conceptos de solubilidad y constante del producto de solubilidad
para la resolución de situaciones problemáticas teóricas

Marco teórico:

En el proceso de precipitación el equilibrio está caracterizado por la constancia del
producto de actividades, a una temperatura fija.la constante Ks es denominada
“Producto de solubilidad” o Ksp. A valores de solubilidad pequeñas, la disolución
saturada es muy diluida, entonces las solubilidades pueden ser igualadas a las
concentraciones:

AmBn mA− +nB+

Ks= ‫ ׀‬A− ‫׀‬m ‫ ׀‬B+ ‫׀‬n y como los factores de actividad son aprox. igual a 1

Ks= [ A− ]m [ B+ ]n (1)

El Ks y la solubilidad (S) son dos magnitudes que miden la intensidad del proceso de
disolución. Dado el precipitado AmBn ,la expresión que relaciona S y Ks , en ausencia de
cualquier otro electrolito y no existiendo reacciones parasitarias es:

AmBn mA− + nB+

S mS nS


Ks= [ A− ]m [ B+ ]n = [ mS]m [ nS ]n = mm nn S(m+n) (2)

Por lo expresado, las condiciones de precipitación y de disolución son:

 Ks < [ A− ] [ B+ ] (producto iónico) precipitación
 Ks = [ A− ] [ B+ ] equilibrio-saturación
 Ks > [ A− ] [ B+ ] disolución

Resuelve:
1. La solubilidad del cloruro de plata en agua es de 1,92 . 10-4 g por 100 ml. Calcular el
producto de solubilidad del cloruro de plata M AgCl = 143,3.
2. Calcular la constante del producto de solubilidad del cloruro de plomo II, sabiendo
que su solubilidad es 4,422 g/l.M PbCl2 = 278,1.
3. Calcular la constante del producto de solubilidad de dióxido de cobre (II) si su
solubilidad es de 3,42 . 10-7 mol/l.
4. La solubilidad del oxalato de plata es de 6,26 .10-2 g/l. Calcular su producto de
solubilidad M [Ag2C2O4] = 303,8.
5. A 25˚C la Kps del sulfato de bario vale 1,3 . 10-10. Calcular la solubilidad de dicha
sal expresada en g/ml M BaSO4 = 233,3.
6. Sabiendo que la Kps del cromato de plata vale 1,1 . 10-12 a 25˚C. Calcular la cantidad
máxima de dicha sal que se podría disolver en 250 ml de agua a dicha temperatura. M
Ag2CrO4 = 331,7.
7. Una solución de AgCl en equilibrio con el sólido contiene 1,3 . 10 -5 mol del ion Ag+
por litro y 1,3 . 10-5 mol del ion Cl- por litro. Calculese el Kps para el AgCl.
8. ¿Cuál es el valor de Kb para el acetato de sodio a 25˚C? Constantes de hidrólisis
9. ¿Cuál es el valor de Kb para el cloruro de amonio a 25˚C?
10. Calcúlese el pH de NaHCO3 0,1 M en solución acuosa a 25˚C. Para el H2CO3 a
25˚C K1= 4,5 . 10-7 y K2 = 6 .10-4.
11. La Kps del Ag es 2 . 10-10. Calcular los gramos de ClNa que se precisa añadir a
100 ml de una disolución 0,010 M de AgNa para que se inicie la precipitación. M ClNa
= 58,5.

12. Si a 500 ml de una disolución de nitrato de plomo II 0,01 M se añaden 0,5 moles
del ClK ¿Cuáles serán las concentraciones finales de Pb II y cloruro?
13. Kps(PbCl2) = 1,6 . 10-5
14. Se mezclan 200 ml de una disolución de nitrato de bario 0,100 M con 100 ml de
fluoruro de potasio 0,4 M. ¿Cuáles serán las concentraciones de iones Ba+2 y Cl- en la
suspensión final? Kps(BaF2) = 1 .10-6.
15. Si a 0,5 L de disolución 0,010 M de NO3Ag se añaden 0,080 moles de ácido
acético ¿precipitaría el acetato de plata? Kps(AgAc) = 2,30 . 10-13. M(HAc) = 1,8 . 10-5.
16. A 45 ml de nitrato de plomo (II) 0,10 M se añaden 15 ml de fosfato de sodio
0,50 M. Calcular las concentraciones de iones plomo II y fosfato PO4-3 que quedaran en
disolución sabiendo que al producto de solubilidad del fosfato de plomo II es 7 . 10-43.
17. Las caries en los seres humanos se pueden evitar bebiendo un agua que contenga
1 mg/l de F. Se quiere saber a) que concentraciones de iones de Ca+2 expresado en mg/l
puede tener un agua para que pueda fluorarse sin que aparezca precipitado de CaF2?


b) que cantidad de KI será necesario para fluorar diariamente el agua de una población
de 200000 habitantes sabiendo que cada uno de ellos consume 1,8 l por día?

Datos: Kps(CaF2) = 4,9 . 10-11; M(F) = 19; M(KI) = 58,1; M(Ca) = 40,1.

18. ¿Se producirá la precipitación de FeS en una disolución 1,2 . 10-5 M en nitrato de
hierro II y 0,10 M en ácido sulfhídrico? ¿y si la concentración de nitrato fuese 10-2 M?
¿Cuál seria la concentración de hierro II en ambos casos?
Kps(FeS) = 6 . 10-18; K2(H2S) = 1,1 .10-13


Precipitación fraccionada y efecto del ión común

Objetivo: Aplicar los conceptos de precipitación fraccionada y efecto del ión común
para la resolución de situaciones problemáticas teóricas

Marco teórico:

Cuando en una disolución existen varios iones capaces de precipitar con un reactivo
común, es posible precipitar gradualmente estos iones en determinadas condiciones,
hasta llegar un punto e que la precipitación puede ser simultanea, produciéndose un
equilibrio iónico entre ellos; comenzando a precipitar primero el que necesito menor
concentración del precipitante para alcanzar el valor del Ks

Cando ha comenzado a precipitar varios iones con un precipitante común se puede
determinar la relación en que se encuentran estos iones en disolución. Su relación
depende del sus productos de solubilidad

Efecto del ión común

A B ↔ A++ B− Pc (producto de las concentraciones) =Ks = S S= S2
(S=solubilidad)

Si aumenta la concentración de B- por efecto del ión común deberá disminuir la
concentración de A+, para mantener el Kps o Ks (constante del producto de
solubilidad)

Precipitación fraccionada

1- Se tiene una disolución que es 10-4M en iones Fe+2 e iones Zinc+2. Si se satura con
ácido sulfhídrico, se quiere saber; a) Cual es el pH al que comienza la precipitación del
ZnS ? b) Cual al que se inicia la precipitación del FeS?

Datos: K(H2S) = 1 .10-20, Kps (ZnS) = 4,5 . 10-24, Kps(FeS) = 6 . 10-18.


2- Una disolución es 0,01M en iones cromato a iones cloruro. Si se añade a la misma
disolución de AgNO3, se quiere saber: a) ¿Qué sal precipita primero?, b) ¿Cuál es el
valor de la concentración del anion que precipita en primer lugar cuando se inicia la
precipitación del segundo?,

Kps(Ag2CrO4) = 1,1 . 10-12; Kps (AgCl) = 1,8 . 10-10.

3- En una disolución en la que existe un precipitado de AgCl se añade NH3 0,20M
teniendo lugar una reacción que representamos por:

AgCl(g) + 2NH3 Ag(NH3)2+ + Cl-

Deducir la concentraciones de: Ag+, NH3, Cl-, Ag(NH3)2+

Kps(AgCl) = 1,8 . 10-10; Kd Ag(NH3)2+ = 6,3 . 10-8

4- Calcular la solubilidad del AgSCN en amoniaco 0,20M y compararla con la
solubilidad en agua. Datos: Kps(AgCN) = 1,1 . 10-12; Kd Ag (NH3)+2 = 6,3 . 10-8

5- ¿Cuántos gramos de bromuro de plata se disolverán en 2 litros de amoniaco 0,25M?

Kps(AgBr) = 5,2 . 10-13, Kd Ag(NH3)2 = 6,3 , 10-8, M(AgBr) = 187,8

6- Calcular la concentración de amoniaco necesaria para evitar la precipitación de
cromato de plata en una disolución que es 0,01M en cromato y 0,05M en iones plata.

Kps(Ag2CrO4) = 1,1 . 10-12, Kd Ag(NH3)+2 = 6,3 . 10-8

7- teniendo en cuenta la gráfica de la siguiente curva, realice la interpretación de la
misma

Efecto del ión común

1. La solubilidad del BrAg es 6 . 10-7 a 18 C ¿Qué peso de BrAg precipitará cuando
se añadan 0,119 g de BrK a 1 l de una disolución saturada de BrAg a 18˚C?
2. M(AgBr) = 187,8, M(KBr) = 117,8
3. El producto de solubilidad de Ag es 2 . 10-10. Calcular la solubilidad de esta sal
expresada en g/l en a) agua pura, b) ácido clorhídrico 0,10 M. M(AgCl) =
143,5.

4. Una disolución de yeso (sulfato de calcio) a la temperatura de 18˚C es 0,015 M
¿Cuántos gramos de calcio pueden disolverse a la misma temperatura en 1 L de
sulfato de potasio 0,10 M? M(CaSO4) = 136
5. Una disolución esta saturada de Cl2Pb en CaCl2 0,0010 M. Calcular la
concentración de iones cromato que se debe añadir a la misma para que se inicie
la precipitación de (CrO4)Pb?
6. Kps(Cl2Pb) = 1,6 . 10-5; Kps(PbCrO4) = 1,1 . 10-12



Equilibrios redox

Objetivo: Aplicar conceptos de equilibrio redox, a situaciones problemáticas teóricas

Marco teórico:

Oxidación es un proceso en el cual una especie química pierde electrones, aumentando
el nº de oxidación

Reducción es un proceso en el cual especie química gana electrones, disminuyendo el nº
de oxidación.

Para que una sustancia se oxide (pierda electrones) es necesario que se halle en contacto
con otra que se reduzca (gane electrones), es decir, que la oxidación y la reducción
deben ocurrir simultáneamente y el número total de electrones cedido debe ser igual al
ganado.

Ej: si en una solución acuosa de CuSO4 se introduce un trozo de Fe, éste se recubre de
un de cobre metálico y la solución de CuSO4 se va decolorando gradualmente.

El Fe pasa de hierro metálico a ión hierro (II), proceso en el cual cada átomo de Fe cede
dos electrones: Fe → Fe2+ + 2 e-.

El Fe, que es la sustancia que cede electrones, es la sustancia que se oxida y es el
agente reductor.

El ion cobre se separa de la solución como cobre metálico, proceso en el cual cada ion

cobre gana dos electrones: Cu2+ + 2 e- → Cu°. El Cu2+ es la especie química que
acepta electrones, por lo tanto se reduce y es el agente oxidante. Sumando ambas
ecuaciones:

Fe° + Cu2+ → Fe2+ + Cu°

tenemos la reacción de reducción – oxidación o redox.

Método del ión-electrón, para ajustar las ecuaciones redox:

-Se determinan las especies químicas que interviene en el proceso (reactivos y
productos)

-Se escriben las semirreacciones de oxidación y reducción

-Se ajustan masas y cargas para cada semirreacción

-Se ajustan las dos semirreacciones de tal forma que los electrones ganados por una
sean exactamente los mismos que la cedida por la otra, originando la llamada
ecuación iónica (EI)


-Determinar, en base a la ecuación iónica, la ecuación molecular (EM), teniendo en
cuenta que en algunos casos deberá sumarse la misma cantidad de determinados
tipos de especies iónicas a ambos miembros de la ecuación.

Una ecuación redox balanceda proporciona la datos estedquiométricos de masa, moles y
volumen ( en especies gaseosas), permitiendo cálculos de reactivos o productos.

Resolver:

1. Las siguientes ecuaciones redox sin ajustar representan reacciones que tienen lugar
en soluciones ácidas. Conviértalas en ecuaciones iónicas balanceadas incorporando agua
e iones hidrógeno, según el caso:

a- Cr2O7= + NO2- Cr3+ + NO3-

b- S2O3= + I3- Cr3+ + NO3-

c- AlCl3 + Na2S2O3 Al (OH)3 (s) + S + SO2

2. Complete y balance las siguientes reacciones en una solución acuosa básica:

a- Al + NO3 - Al (OH)4- + NH3

b- ClO- + Fe(OH)3 (s) Cl - + FeO4 2-

c- N2H4 + Cu (OH)2 (s) N2 (g) + Cu

3. Calcule el peso equivalente de las siguientes sustancias reductoras

a) FeSO4.7H2O (Resp:278)
b) H2C2O4.2H2O (ácido oxálico) (Resp:94,80)
c) KHC2O4.H2O (bioxalato de potasio) (Resp:63,03)
d) KHC2O4. H2C2O4.2H2O (ácido oxálico) (Resp:73,07)
e) H2S (oxidado a S) (Resp: 17,04)
f) H2S (oxidado a H2SO4). (Resp: 4,260)

4. Cuando el ácido nítrico concentrado ataca al cobre metálico se obtiene NO2 como
uno de los productos de reacción. Ajustar la ecuación iónica y molecular de dicho
proceso.

5. Cuando el ácido nítrico diluido ataca al cobre metálico se obtiene NO como uno de
los productos de reacción. Ajustar las ecuaciones iónicas y moleculares de dicho
proceso.


6. En medio ácido las sales de estaño (II) son oxidadas a sales de estaño (IV) por medio
de los iones permanganato que son reducidos a Mn II. Ajustar la ecuación de reacción
en forma iónica.

7. El sulfuro de cobre II es oxidado a azufre sólido por medio del ácido nítrico diluido
que se reduce a NO. Ajustar las ecuaciones iónica y molecular de dicho proceso.

8. Ajustar en forma iónica y molecular la ecuación de oxidación del sulfuro de cobre I a
cobre II y SO2 mediante ácidos nítricos, sabiendo que este ultimo se reduce a NO.

9. El tiosulfato de sodio, Na2S2O3, reduce al yodo a yoduro oxidándose él a tetrationato
de sodio Na2S4O6. Ajustar la ecuación de reacción en formas iónica y molecular.

10. El estaño metálico es oxidado por el ácido nítrico a oxido de estaño (IV) , SnO2,
reduciéndose el a NO2. Ajustar la ecuación de reacción en formas iónica y molecular.

11. El ácido sulfúrico oxida el yoduro de sodio, Na (I), a yodo, reduciéndose a su
vez a sulfuro de hidrogeno H2S. Ajustar la ecuación

12. El ion bicromato Cr2O72-, en medio ácido, oxida los iones nítrico, NO2- a nitrato,
en tanto que se reduce a cromo (III). Ajustar la ecuación iónica correspondiente.

13. El sulfuro de hidrogeno es oxidado a azufre elemental por el permanganato de
potasio en medio ácido. Ajustar la ecuación de reacción en formas iónica y molecular en
el caso de usarse ácido clorhídrico.

14. 10 gramos de bromuro sodico se tratan con ácido nítrico concentrado, densidad
1,39 g/l y riqueza del 70% y caliente hasta reacción completa. Calcular: a) El volumen
del ácido necesario para completar la reacción, b) La masa del bromo obtenido, c) El
volumen de NO2 medido a una atm y 25C.
M(NaBr) = 102,9. M(HNO3) = 63.

15. Una disolución de permanganato de potasio se prepara disolviendo 3,16 g. de la
sal en agua y llevando la disolución a un litro. Calcular: a) El volumen de dicha
disolución que será necesario para neutralizar 12 ml de peroxido de hidrogeno de 5,60


volúmenes, b) La masa de bromuro de sodio que se podría oxidar a bromo con los 12 ml
de peroxido de hidrogeno.
M(KMnO4) = 158 M(NaBr) = 102,9.

16. Una disolución de ácido nítrico contiene 2,70 g/l . Calcular el volumen de la
misma que se precisa para oxidar 0,35 g de zinc metálico.
M(HNO3) = 63 M(Zn) = 65,4


Células Galvánicas

Objetivo:

 Aplicar los conceptos relacionados a células galvánicas (pH, potencial de
electrodo normal, constante de equilibrio), en situaciones problemáticas teóricas
 Predecir el sentido de una reacción

Marco teórico:

El equilibrio redox puede ser estudiado midiendo los potenciales de las celdas
electroquímicas en las que se producen las semirreacciones. Las celdas electroquímicas
pueden ser galvánicas o voltaicas (almacenan energía eléctrica) y electrolíticas (requiere
de una fuente de energía)

Los componentes de una celda galvánica que corresponde a la celda de Daniell, son: Zn
| Zn+2(1 M) || Cu+2(1 M) | Cu

Ánodo (+) Cátodo (-)

Oxidación Reducción

Pierde e- Gana e-

Reductor Oxidante

La línea vertical sencilla representa la interfase entre el electrodo y su solución y la
línea verticaldoble representa el puente salino. El ánodo se escribe a la izquierda y el
cátodo a la derecha.

Reacciones de las semiceldas:

Zn Zn+2 + 2 e-


Cu+2 + 2e- Cu

En una celda, el ánodo es por definición, el electrodo donde se lleva a cabo la
oxidación, y el cátodo es el electrodo donde se lleva a cabo la reducción.

La reacción global de la celda es igual a la suma de las 2 reacciones de semi-celda y la
fem de la celda es igual a la suma de los potenciales eléctricos en cada electrodo así
para la celda de Daniell.

Ánodo Zn – 2e- Zn2+ EZn

Cátodo Cu2+ + 2e- Cu ECu

---------------------------------------------------------------------------------

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu Ecelda = EZn + ECu

Conociendo uno de los potenciales de electrodo se puede conocer el otro por sustracci

Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero arbitrariamente se le ha dado
el valor de cero al electrodo de hidrógeno, que se toma como referencia. El hidrógeno
gaseoso se burbujea en una disolución de ácido clorhídrico con un electrodo de platino
que proporciona la superficie para que el hidrógeno se disocie y además sirve como
conductor eléctrico.

Para la reducción 2H+ + 2e- H2 (1 atm) E0 = 0 Volts

E0 se conoce como potencial estándar de reducción cuando la concentración de la
solución es 1M y todos los gases están a 1 atm de presión. A este electrodo de
hidrógeno se llama electrodo estándar de hidrógeno EEH.

Este electrodo se puede utilizar para medir los potenciales de otros electrodos.

Por ejemplo, para medir el potencial de electrodo del Zn se mide el potencial de la celda

Zn (s) | Zn2+ (1M) || H+ (1M), H2 (1 atm) | Pt

Que da:


E0 = E0 Zn + E0 H+

celda

0.76 V = E0 Zn + 0

por lo tanto: E0 Zn / Zn2+ = 0.76 V y para la oxidación de Zn, el potencial de electrodo
de reducción será el mismo pero con signo cambiado

E0 Zn2+ / Zn = -0.76 v

Si las condiciones de un electrodo no son estándar en lo que respecta a concentraciones,
su potencial se calcula aplicando la ecuación de Nernst

Forma oxidada + n e- Forma reducida

E = E0 – 0,056 log [Red]

n [Oxid]

En el cálculo de la fem de una pila galvánicas se pueden dar los siguientes casos:

Cálculo de la fem estandar :
-se escribe una semireacción como una oxidación y la otra como una reducción.
La suma debe ser positiva, en caso que resulta negativa ello indica que la
reacción que se produce es en el sentido contrario
- se suman las dos semireacciones de forma que no queden electrones libres; lo
mismo se hace con los potenciales. La fem así obtenida es la fem estandar de la
célula
 Cálculo de la fem a concentraciones distintas de las estándar : se aplica las
ecuación de Nernst para cada electrodo
Resolver:

1- Calcular el pH de una disolución en la que se haya sumergido un electrodo de
hidrogeno a la presión de 1atm, sabiendo que si se forma con dicho electrodo y el
estándar de Cu (II)/Cu una pila su fem a 298,2 K es 0,8138 v.

Datos: ∆E˚ Cu(II)/Cu = 0,34v

2- Calcular el potencial del electrodo normal del par Cu(II)/Cu sabiendo que, el del par
Cu(II)/Cu(I) es 0,158v y el del par Cu(I)/Cu es 0,522v.


3- Calcular la fem de la pila Hg2+ + Hg Hg2+2 y así mismo la constante de
equilibrio de reacción.

Datos: ∆E˚ Hg(II)/Hg(I) = 0,92v ∆E˚ Hg(I)/Hg = 0,788v

4- Calcular la fem de la pila Fe3+ + I- Fe2+ + ½ I2 en condiciones estandar
conociendo los potenciales normales:

∆E˚ Fe(III)/ Fe(II) = 0,77v

∆E˚ I2/ I- = 0,535 v

5- Calcular la fem de la pila Zn/Zn+2 0,01M // Cu2+ 0,1M /Cu

sabiendo que ∆E Zn(II)/Zn = 0,77v y ∆E Cu(II)/Cu = 0,34v

6- Calcular la fem de la pila formada por los pares: MnO4- / Mn+2 ∆E = 1,49v

Cl2 / Cl- ∆E = 1,36 v

A 25˚C siendo la presión del gas cloro 1 atm la H+ = 1N y el resto de las
concentraciones = 1 M.

7- Calcular a 25˚C la fem de la siguiente pila de concentración

Ag/AgNO3 (0,1 M) // AgNO3 (0,01M) / Ag

8- Calcular el potencial de la célula electroquímica Fe/ Fe2+ (0,1M) // Cd2+ (0,001M) /
Cd a 25˚C sabiendo que ∆E = 0,037v

9- Para determinar la constante del producto de solubilidad del ClAg se mide la fem de
la pila Ag / AgNO3 (0,01M) // NH4NO3 (sat) / KCl (0,01M) + AgCl (s) / Ag que resulta
ser de ∆E = 0,344v. Determinar dicha constante.

10- Calcular la constante de disociación del ácido HX si la célula que sigue desarrolla
un potencial de +0,832v

P+/ H2 1 atm; HX (0,02M); NaX (0,06M) // ECS


Datos: ∆E (ECS) = +0,244v

Nota: ECS es el electrodo de calomelanos saturados.

11- A 25˚C la célula Cd/Cd(CN)2-4 (0,08M); CN (0,1M) / ECS

tiene un potencial de ∆E = 1,115v. Calcular la constante de formación del complejo
Cd(CN)2-4

Datos: ∆E (ECS) = -0,244v; ∆E Cd(II) / Cd = -0,403v

Sentido de las reacciones

1- ¿Qué ocurriría al agregar un trozo de cobre metálico a ácido clorhídrico 1M? ¿Qué
ocurriría si añadiésemos níquel metálico al ácido?

Datos: ∆E [Cu(II)/Cu] = 0,34v; ∆E [Ni(II)/Ni] = 0,25v

2- ¿Qué ocurrirá al añadir un trozo de manganeso a una disolución de Pb(NO3)2 1M?
En caso de disolverse el manganeso ¿que concentración de Pb2+ quedara en disolución?

∆E [Mn II / Mn] = -1,18v; ∆E [Pb (II)/ Pb] = 0,12v

3- Para la reacción Fe + Zn+2 Fe2+ + Zn

∆E = -0,32v ¿Cuál será la concentración de equilibrio del ion Fe2+ que se alcanza
cuando se coloca un trozo dentro de una disolución de Zn2+ 1M?

4- Si se agrega un exceso de aluminio metálico a una disolución de 0,30 M de iones
Cu2+ ¿Cuál será la [Cu2+]en el equilibrio?

5-BIBLIOGRAFIA

Guia

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