MAPA CONCEPTUAL DE LA QUÍMICA ANALÍTICA

UNIVERSIDAD
LIBRE
FACULTAD DE INGENIERÌA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS
GUIA N° 1
NOMBRE DE LA
ASIGNATURA:
DURACIÓN:
BIBLIOGRAFÍA
SUGERIDA:
AUTOR:
Química Analítica
4 horas
Al final del documento
HUMBERTO TORRES
MAPA CONCEPTUAL DE LA QUÍMICA ANALÍTICA
ANÁLISIS QUÍMICO
División del
Análisis Químico
Clasificación del
Análisis Químico
Errores del
Análisis Químico
Microanálisis
Mesoan álisis
Microanálisis
Exactitud
Precisión
Análisis Cualitativo
Vía
Húmeda
Vía Seca
Ensayo
Perla
Análisis Cuantitativo
Volumetría
Gravimetría




Marchas
Analíticas
Ensayo a
la Llama
Cationes
Acido - Base
Precipitación
Oxidación - Reducción
Complexo métrico
Aniones
Métodos de
Análisis Instrumental
Titulación
Karl - Fisher
Cromatografía
1
Ópticos
Capa Fina
Gaseosa
Liquida
Columna
Papel
Polarimetría
Separación
Refractómetria
Electrométricos
Intercambio Iónico
Absorción Atómica
Análisis I.R
Análisis U.V
Turbidometria
Colorimetría
Interacción
Energía - Radiante
¿Qué es la química analítica?: La química analítica trata de la separación y
caracterización de sustancias químicas que hacen parte de una muestra que bien
puede ser considerada como contaminada por estas sustancias o que es
importante determinar su presencia por razones de interés económico o
toxicológico. Casi siempre en el análisis químico se trata de encontrar la
composición de la muestra y la estructura química de los componentes mediante
sus métodos de análisis.
Los métodos analíticos dependiendo de la cantidad de muestra tomada pueden
ser clasificados en:
Macroanálisis: sí la cantidad de muestra esta comprendida aproximadamente
entre 0.1 a .2 g.
Semimicroanálisis: cantidad comprendida aproximadamente entre 0.01 a 0.05 g (
10 a 50 mg ).
Microanálisis: de 1 a unos pocos miligramos ( 0.001g )
Ultramicroanálisis: Determina una cantidad de material del orden de unos
cuantos miligramos (0.001 mg = 1  g )
Mientras el análisis Químico es técnica, la Química analítica es ciencia creadora y
elaboradora de dicha técnica, para lo cual establece leyes y principios que
justifican el por qué y el cómo de los procesos.
Divisiones del análisis químico.
El análisis químico se divide en:
Análisis químico cualitativo: Tiene por objeto el reconocimiento o identificación
de los elementos o de los grupos químicos presentes en una muestra. Las
operaciones que se realizan son muy sencillas, entre las que podemos mencionar
disolución de la muestra en un solvente adecuado, separación de impurezas, ya
sea por decantación, filtración o centrifugación. El material que se requiere
consiste en tubos de ensayos, vasos de precipitados, probetas, capsulas de
porcelana, papel de filtro.
Análisis químico cuantitativo: Determina las cantidades de los elementos y
compuestos que componen una muestra y sus posibles relaciones químicas e
incluso estructurales.
La base en la que se fundamentan la mayoría de los procesos químicos analíticos
son las REACCIONES QUÍMICAS.
REACCIONES QUÍMICAS ANALÍTICAS.
1. Reacciones acido – base: Implican una transferencia de protones. Para el
estudio de los equilibrios en disolución quizás la definición más adecuada
es la de BRONSTED – LOWRY, según la cual los ácidos se definen como
especies capaces de ceder protones y bases como especies capaces de
aceptar protones.
2. Reacciones de formación de complejos: En estas se producen
transferencia de iones o moléculas. A pesar de lo amplio del concepto de
compuesto complejo se considera normalmente una reacción de formación
2
de complejos aquélla en que una o varias moléculas del disolvente son
remplazadas por otras especies químicas; estas especies unidas a un ion
central se denominan ligandos. El ligando puede ser una molécula neutra o
un ion.
3. Reacciones de precipitación: Son aquellas en las que además de haber
un intercambio de iones o de moléculas tiene lugar la aparición de una fase
sólida. La aparición de una fase sólida en el seno de un líquido, bien por
adición de un reactivo que forme un producto insoluble con alguno de los
iones de la solución, o bien por concentración del mismo líquido hasta
sobrepasar la saturación, recibe el nombre de precipitación, y se llama
precipitado al producto sólido que se ha formado.
4. Reacciones redox: Son aquellas que se realizan mediante un intercambio
de electrones, luego para que se produzca una reacción redox tiene que
haber una especie que ceda electrones(reductor) y otra especie que los
acepte(oxidante); el reductor se transforma en su forma oxidada y el
oxidante en su forma reducida.
El análisis químico cualitativo
se divide en ORGÁNICO e
INORGÁNICO.
El análisis químico cualitativo orgánico se realiza sobre muestras
constituidas por carbono, oxígeno, hidrógeno, azufre, nitrógeno y halógenos. El
conocimiento de los elementos que constituyen un compuesto orgánico
desconocido es esencial para caracterizarlo, para ello es necesario convertir los
enlaces covalentes de los compuestos a enlaces iónicos, para los que existen
análisis cualitativos de rutina.
Identificación de Carbono e Hidrógeno.
El carbono de la materia orgánica se oxida hasta CO2 tratando la muestra
orgánica con oxido de cobre, el hidrógeno se convierte en agua.
.....
Materia..Organica.. CUO

 ....CO2 .....  ........ H 2O
El CO2 se trata con Hidróxido de Calcio dando un precipitado de color blanco.
....
CO2 ......  ......Ca.(OH )2 .. ..........

..  ..CaCO3.....  ..... H 2O
El Hidrógeno se reconoce mediante gotas de agua que se condensan en el
dispositivo donde se genera el CO2.
Identificación de Nitrógeno, Azufre y Halógenos.
El nitrógeno, azufre y halógenos se identifican mediante la fusión con sodio, lo que
convierte los enlaces de estos elementos en iónicos.
Na ...........
Materia..Orgánica.. ..........

  NaCN ..  ..Na2 S ..  ..( NaX ...donde.. X ..es..un..Ha log eno)
o
3
Nitrógeno.
..............
2.CN  ....  ..., Fe   ..........


 ..Fe.(.CN .) 2
........
Na  ...  ...Fe   ...  ...Fe.(.CN .) 2 ...  ...4.CN  .. ..........

..Na.Fe.Fe..(CN .)6 .. Azulde.. prusia
Azufre.
................
S   ....  ...(CH 3  COO)2 Pb.. ..........

.2CH 3  COO  ...  ...  SPb...ColorNegro
Halógenos.
. HNO3 ...........
X ...(Cl ..Br..o..I .)..  .. Ag .( NO3 ).. ..........

 ..  X . Ag .
Si el precipitado es blanco o amarillo que se oscurece rápidamente es prueba
positiva para halógeno.
Si el precipitado es blanco y soluble en solución acuosa concentrada de amoniaco
se trata de Cloruro de Plata.
Si es amarillo palido y difícilmente soluble será probablemente Bromuro de Plata.
Si es amarillo y totalmente insoluble se trata de Yoduro de Plata.
El análisis químico cualitativo inorgánico se realiza sobre muestras de
origen mineral, investigándose los componentes de cada una de las sustancias en
cuanto a su fracción positiva (Cation) y su fracción negativa (Anion), esto se
realiza mediante las marchas analíticas de Cationes y Aniones.
Las reacciones de identificación de un elemento dado pueden realizarse
directamente sobre la solución obtenida de la muestra, si la reacción que se
sucede es debida únicamente al elemento que se desea identificar. A este tipo de
ensayo se le llama Análisis Fraccionado a diferencia del Análisis Sistemático el
cual implica la separación del elemento buscado de sus posibles interferencias.
Para establecer una marcha analítica hay que tener en cuenta los siguientes
factores:
 El producto de solubilidad.
 El pH.
 La formación de iones complejos.
 El comportamiento de los cationes en presencia de soluciones reguladoras.
 En algunos casos el efecto del Ion común.
La identifican los metales más comunes se realiza por vía húmeda a partir de sus
nitratos, aprovechando su solubilidad en agua. La vía seca se utilizan los cloruros
por ser las sales más volátiles.
4
La separación de los metales en grupos, se basa en las diferencias de solubilidad
de sus cloruros, sulfuros, hidróxidos y carbonatos.
CATIONES GRUPO I
+
++
PbCL2 ...( Blanco)
++
Ag , Pb , Hg2 . + HCl. 
AgCl.....( Blanco)
HgCl.....( Blanco)
CATIONES GRUPO II A
Hg++, Pb++, Bi+++, Cu++, Cd++. + H2S

HgS ..( Negro)
PbS ..( Negro)
Bi2 S3 ..(Café )
CuS ..( Azul )
CdS ..( Amarillo)
GRUPO II B
As
+++
, Sb
+++
++
, Sn . + H2S
As2 S3 ..( Amarillo)

Sb2 S3 ..( Naranja)
SnS2 ..(Café )
GRUPO III
Al
+++
+++
, Cr
, Fe
+++
Al (OH )3 ..( Blanco)

. + NH4OH
Cr (OH )3 ..(Verde)
Fe(OH )3 ..( Marrón)
GRUPO IV
CoS ..( Negro)
Co++, Ni++, Mn++, Zn++. + (NH4)S

NiS ..( Negro)
MnS..( Rosado)
ZnS ..( Blanco)
5
GRUPO V
++
++
BaCO3 ..( Blanco)
++
Ba , Sr , Ca . + (NH4)CO3

SrCO3 ..( Blanco)
CaCO3 ..( Blanco)
GRUPO VI
(NH4)+, K+, Na+, Mg++,
(NH4)+ +
K+ +
Reactivo de Nessler 
Coloración Roja.
Reactivo cobaltinitrito de sodio 
Precipitado amarillo.
Ensayo a la llama.
Na+ +
Mg++ +
Ensayo a la llama.
Fosfato de sódico

Precipitado blanco
ENSAYOS DE COLORACIÓN DE ALGUNOS CATIONES.
Los ensayos de coloración a la llama en combinación con otros resultados de tipo
fisicoquímicos se usan para llegar a determinar la presencia de alguno de estos
cationes en una muestra dada.
Compuesto de
Na+
K+
Ca++
Sr++
Ba++
Cu++
Ni++
Coloración a la llama
Amarilla
Violeta
Rojo ladrillo
Rojo purpura
Verde
Verde azuloso
Verde
De igual manera como se han agrupado los cationes mediante marchas
sistemáticas analíticas, los aniones se han organizado en grupos desde donde
6
pueden ser separados para posterior aislamiento e identificación de cada uno de
los componentes. Este procedimiento es bastante flexible y abarca la mayoría de
los aniones que comúnmente se tienen en las muestras problemas.
Con el objeto de evitar las interacciones de los aniones oxidantes y reductores, la
solución problema debe mantenerse en solución ligeramente básica durante toda
la marcha de análisis.
Esta marcha analítica de aniones comprende 21 ion que se han agrupado de la
siguiente manera:

GRUPO I 

IA.....  CO2 ..SO3 .. AsO4

... As3

..Y ..PO4


IB.....  ..C2O4 ..Y ..F 


GRUPO II
 .....CrO4 ..Y ..SO4
GRUPO III
 ...S   ..FeCN 6 ..Y ..FeCN 6
4
3
2
GRUPO IV
 ...S2O3 ...SCN  ..Cl  ..Br  ..Y ..I 
GRUPO V
 ... NO2 ..NO3 ..ClO3 ..Y ..BO2 .




Los lineamientos que se dan en las marchas sistemáticas analíticas de cationes y
aniones deben seguirse cuidadosamente para evitar que un anion precipite
parcialmente en un grupo que no le corresponde.
Para el presenta curso por diseño del programa y perfil del egresado no se
realizaran marchas analíticas de aniones en el laboratorio pero el objetivo que se
pretende alcanzar en las marchas analíticas de cationes, a desarrollar en el
laboratorio, compensa lo anterior.
A continuación se presentan algunos procedimientos rápidos de reconocimientos
de los aniones que con mayor frecuencia se encuentran como contaminantes.
2
ION CARBONATO. CO3
1- En presencia de ácidos produce efervescencia.
2- Las soluciones son alcalinas a los indicadores ácido – base.
3- Con una sal soluble de bario produce un precipitado blanco
7
2
ION SULFITO. SO3
1- En medio ácido decolora el permanganato de potasio.
2- Con agua oxigenada y acetato de bario da precipitado de color blanco.
ION ARSENITO
As3

1- En presencia de tioacetamida produce precipitado amarillo
FOSFATO
PO4
3
1- En presencia de molibdato de amonio en medio ácido da color amarillo
OXALATO C2O4
2
1-En medio ácido decolora el permanganato de potasio.
ION CROMATO CrO4
2
1- En presencia de una sal de plomo produce precipitado amarillo
ION SULFATO
SO4
2
1- Con una sal soluble de bario produce precipitado blanco.
ION SULFURO S 2
1- Con acetato de cadmio produce un precipitado amarillo
ION TÍO SULFATO
S 2O3
2
1- Con acetato de plata produce precipitado blanco que termina negro
ION SULFOCIANURO
SCN 
1- Con cloruro férrico produce color rojo sangre.
8
ION CLORURO Cl 
1- En presencia de nitrato de plata en medio ácido precipita blanco
ION YODURO I  Y BROMURO Br 
1- En presencia de nitrato de plata en medio ácido precipitan amarillo
ION NITRITO
NO2

1- En presencia del reactivo de Griess produce color rojo.
1- ION NITRATO
NO3

En presencia del reactivo de Lunge produce una coloración azul.
REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
La separación de los metales en grupos, se basa en las diferencias de
solubilidades se sus cloruros, sulfuros, hidróxidos y carbonatos.
En las marchas analíticas sistemáticas tanto de cationes como de aniones
propende inicialmente es separar cada uno de lo grupo, lo que se logra mediante
la adición de una solución que reacciona con los iones formando compuestos
insolubles. Cuando se agrega sobre una solución otra solución denominada
reactivo y se forma un sólido insoluble, el proceso recibe el nombre de reacción
de precipitación.
Cuando un sólido iónico se disuelve en agua se disocia totalmente en cationes y
aniones separados. Sin embargo, al ocurrir la disolución la concentración de cada
uno de los iones aumenta, y hay cada vez más probabilidad de que estos iones
choquen y vuelvan a formar el sólido iónico.
Como ejemplo de lo anterior podemos presentar la precipitación del catión plata
como cloruro.
Ag  ...  ....Cl  ...  .....  AgCl....( Sólido...inso lub le)
9
Cuando ya no se forma más sólido y deja éste de disolverse, se alcanza el
equilibrio y se dice que la solución esta saturada.
La expresión de equilibrio para este proceso se puede escribir según la ley del
equilibrio químico.
  
   
K PS ...  .. Ag  . Cl  .... En..donde. Ag  .. y... Cl  ..se.exp resan.en.moles. por.litros
La constante Kps se llama constante del producto de solubilidad. A partir de la
Kps se puede calcular la solubilidad de cada unote los sólidos iónicos en el
momento de precipitar un grupo, esto me permite deducir que catión precipita
primero y cual en último lugar, lo que posibilita un control sobre la precipitación.
En la precipitación de los cationes del Grupo I (Ag+, Pb+2 y Hg2+2 ) mediante la
adición de ácido clorhídrico como agente precipitante, podemos mediante los
cálculos de solubilidad de cada uno de los respectivos cloruros determinar el
orden de precipitación.
PRINCIPIOS DE LA PRECIPITACIÓN
Precipitación del AgCl
AgCl  Ag   Cl 
x........ x
Kps.  .x 2 .  .x 2 .  .1.8 x10 10
5
x.  .1.34x10
mol
l
5
mol
es la Solubilidad en moles por litro. Multiplicando por el peso
l
molecular del Cloruro de Plata(143.5 g/mol), obtenemos la solubilidad en gramos
por litro.
5
mol
gr
x.  .1.34x10
. X .143.5
l
mol
.1.34x10
3
x.  .1.925x10
gr
. Esta es la solubilidad S0 del AgCl
l
Precipitación del PbCl2
PbCl 2  Pb    .2Cl 
x.......... .2x
Kps.  .x.2 x  .Kps.  .4 x 3
4x 3 .  .1.6 X105 Solubilidad en moles/l
2
10
mol
gr
. X .278.09
l
mol
gr
x.  .4.41 Solubilidad del PbCl2
l
x.  .0.158.
Precipitación del Hg2Cl2

Hg 2 Cl 2  Hg 2  .2Cl 
x.......... .2x
Kps.  .x.2 x  .1.3x1018.  .4 x 3 .  . X .  .6.87 x107
2
mol
gr
.x.472.08
l
mol
gr
Solubilidad del Hg2Cl2
l
X .  .3.24.x104
Importancia de las concentraciones en las reacciones de precipitación
Cuando se mezclan dos electrolitos en solución, si las concentraciones de los
mismos son suficientes para que el producto iónico de ellos sobre pase el
Producto de Solubilidad (Kps), la reacción entre ellos debe producir una
precipitación.
Es así como, cuando se mezclan 5.0 cm3 de una solución de AgNO3 0.01M y 5cm3
de HCl 0.01M, tendrá lugar la precipitación?
AgNO3 .....  ...... Ag  .  .NO3
0.01 M
0.01M
HCl .  .Cl  ..  ..H 
0.01 M
0.01M
VT ..  ..10.cm 3 ..  ..0.01l
Nueva concentración al mezclar los dos volúmenes.´
La s concentraciones tanto del ion Plata como del ion Cloruro se reducen a la
mitad es decir, de 0.01M pasan a 0.005M.
Ag .  .5  10

3
 
.. y.. Cl  .  .5  10 3
Ag . Cl ..  .5 10  .  .2.5 10


3 2
5
, este valor es mayor que el valor del Kps del
cloruro de plata, por lo tanto sí precipita cloruro de plata.
Ahora si se diluye
11
TALLER
1- Calcular la concentración molar de ion bromuro necesaria para iniciar la
precipitación en una disolución 0.0010 M de Ag+ y en una 0.0010M de Pb++.
2- Calcular la concentración molar de ion sulfuro necesaria para iniciar la
precipitación del sulfuro metálico en la disolución que se indica: a)
Disolución acuosa saturada de AgCl, b) Disolución que contiene 50 mg de
Cd++ en 100 ml.
3- Precipitara Mg(OH)2 si se agregan 50 ml de NaOH 0.001M a 150 ml de
solución de MgCl2 0.001M
Análisis Químico cuantitativo
Métodos analíticos gravimétricos
El análisis gravimétrico hace referencia a las medidas de peso y se fundamenta en
una reacción química cuantitativa donde uno de sus productos obtenidos es
insoluble, lo que permite separarlo y pesarlo, para deducir de los reactantes la
cantidad que reacciono.
Re ac tan tes : .... 2 A....  ...B....... (Pr
oduce
)  ....
C
.....  ..... D...... Pr oductos
Pr oducto
inso lub le
El producto insoluble es el llamado precipitado que debe cumplir con ciertas
condiciones para que pueda ser utilizado como método analítico gravimétrico.
a) Debe ser totalmente insoluble para que las pérdidas por solubilidad no
afecten significativamente el resultado final.
b) Las impurezas en el precipitado deben ser eliminadas del mismo por
simples lavado.
c) El precipitado debe separarse de la fase liquida por filtración sencilla y
rápida. El tamaño de partícula del precipitado no debe ser menor que el
tamaño de poro del papel filtro.
d) El precipitado tiene que tener una composición química definida.
Los resultados de las determinaciones gravimétricas suelen expresarse en
porcentajes, en donde el componente que se investiga es una fracción de la
muestra tomada para análisis que se multiplica por 100.
12
%..C..  ..
Peso..de..B
.  .100
Peso..de..muestra
Para muchos casos el peso de la sustancia precipitada contiene la sustancia
que se investiga, lo que conduce a multiplicar este peso por un valor llamado
factor gravimétrico que permite determinar esa cantidad que se desea conocer.
Luego el Factor gravimétrico se puede definir como la relación del peso
formula de la sustancia que se investiga al peso formula de la sustancia que se
pesa. Una multiplicación por dicho factor convertir a cualquier peso dado de la
sustancia pesada en el peso de la sustancia investigada.
El facto gravimétrico esta representado siempre por el peso atómico o el
peso formula de la sustancia buscada por numerador y el peso de la
sustancia pesada por denominador.
Ejemplo
Calcular el peso de BaCl2 que da lugar a 0.5000 g de AgCl.
Solución
Cada mol de BaCl2 produce 2 moles de AgCl.
BaCl2 ... Pr
oduce
....2. AgCl
(208.25)......... ........( 2.x.143.32)
El factor gravimétrico en este caso es
g.BaCl2 .  .0.5000.g. AgCl.x.
BaCl2
; de donde
2. AgCl
208.25.g.BaCl2
..  ..0.36325.
286.64.g. AgCl
TALLER
1- Una muestra de 0.4000 g que contiene cloruro, da un precipitado de cloruro
de plata que pesa 0.2500 g; calcular el porcentaje de cloro en la muestra.
2- Calcule el factor gravimétrico en los casos siguientes.
13
a).MgO 
 Mg 2 P2O7
produce
b).Fe2O3 . 
 .Fe3O4
produce
c).Al2 ( SO4 )3 . 
.BaSO4
produce
d ).Sb2 S3 . 
 H 2 S . 
.H 2 SO4 . 
 BaSO4
produce
produce
produce
e).P2O5 . 
 .H 3 PO4 . 
. Ag 3 PO4 . 
 Ag  . 
 . AgBr
produce
produce
produce
produce
Pasos en el análisis gravimetrico
1- Toma de muestra.
2- Disolución de la muestra.
3- Filtrar si es necesario.
4- Lavar.
5- Completar a volumen.
6- Tomar alícuota y llevar a un vaso de precipitado.
7- Agregar 100 ml de agua.
8- Fijar pH u otra condición si es necesaria.
9- Agregar el reactivo precipitante.
10- Dejar en reposo.
11- Filtrar.
12- Lavar el precipitado.
13- Secar.
14- Si es necesario calcinar.
15- Pesar
TALLER
1.
En una práctica gravimétrica de hierro en el laboratorio se pesaron 1.500g de
un mineral, se disolvió en agua y se completo en balón aforado de 250 ml, de
este volúmenes tomaron 25 ml y se precipito como hidróxido se calcino y se
obtuvieron los siguientes datos:
a)
b)
Peso crisol vacío = 25.3416.
Peso crisol + Oxido férrico = 25.4916.
Calcular el contenido de hierro en el mineral.
2.
Una moneda de plata, cuyo peso es de 4,836 g, se disuelve en acido nítrico,
y el liquido obtenido se completa a 100 ml, 20 ml de esta disolución se
precipita con nitrato de plata y el precipitado de AgCl se filtra, lava, seca y
pesa obteniéndose 1.100 g de AgCl. En el líquido filtrado se determina el
cobre al estado de CuO; el peso de este es de 0.172 g. Calcular el porcentaje
de plata y cobre en la moneda analizada.
14
Métodos analíticos volumétricos
El análisis volumétrico se fundamenta lo mismo que el gravimétrico en una
reacción química cuantitativa, donde la cantidad de sustancia que se investiga
reacciona directamente con un volumen de solución de concentración conocida o
con otra sustancia químicamente equivalente.
Los métodos volumétricos tienen la ventaja de que son mas rápidos y mas
sencillos que los gravimétricos.
Una vez preparada la solución con la que va a reaccionar la solución desconocida,
debe ser patronizada, proceso conocido como estandarización de la solución, lo
que produce una solución patrón de concentración conocida.
La concentración de la solución patrón se determina valorando esta solución con
una cantidad exactamente pesada de un compuesto puro conocido como Patrón
primario.
Característica de un patrón primario.
1- Debe tener alta pureza.
2- Estable a la humedad, luz, oxígeno etc.
3- No debe ser higroscópico, delicuescente ni eflorescente.
4- Barato, fácil de conseguir.
5- Tener un peso equivalente alto.
El patrón primario que se utiliza para la estandarización de soluciones NaOH es el
Biftalato de potasio.
En la volumetría se agrega un volumen de la solución patrón que reacciona con la
solución problema equivalentemente. Esta situación se alcanza en el llamado
punto de equivalencia es decir en el punto estequiometrico de la reacción.
La detección del punto final de la titulación se logra mediante el uso de los
indicadores, los cuales cambian de color como consecuencia del cambio de la
concentración del ion hidronio en los alrededores del punto de equivalencia.
Tipos de reacciones volumétricas.
1234-
Reacciones ácido – base o de neutralización.
Reacciones de oxidación – reducción.
Reacciones de precipitación.
Reacciones de formación de complejos.
Volumetría de neutralización.
Los ácidos y las bases reaccionan de equivalentes a equivalentes.
15
Se define como equivalente gramo de un ácido el peso en gramos de este que
produce una mol de H+ y equivalente gramo de una base a el peso de esta que
produce una mol de OH-.
Neutralización de ácido fuerte con base fuerte.
NaOH ...  ...HCl .. Indicador

..NaCl...  ...H 2O
Base.......... .. Acido.......... .......... Sal.......... .... Agua
Cuando se prepara una solución de NaOH esta debe ser estandarizada con un
patrón primario. El patrón primario para esto es el Biftalato de potasio, la reacción
de titulación es la siguiente.
KO  CO  C6 H 4  CO  OH ..  ..NaOH Indicador

 KO  CO  C6 H 4  CO  ONa.  .H 2O
PM  .204.23.......... .......... .......... PM  40
Biftalatod.de. potasio.......... ........ Hidrixido.de.sodio.
Un peso equivalente de biftalato de potasio, reaccionara con un peso equivalente
de hidróxido de sodio.
Si se pesan 0.20423 g de biftalato de potasio, que son iguales a un equivalente de
esta sustancia, se disuelven en agua y se titulan con hidróxido de sodio, se
gastara un volumen de soda que contendrá un equivalente de esta sustancia.
El punto final de la titulación puede ser detectado con un indicador (Fenolftaleína o
anaranjado de metilo), en ausencia de estos puede utilizarse un p H- metro o
potenciometro.
Sí se prepara 1.0 litro de hidroxido de sodio y en la titulacion de estandarizacion se
gastan 10.5 ml de ella para neutralizar 0.24854 gramos de biftalato de potasio, la
normalidad de la soda preparada será:
1- Se calcula el número de equivalentes presentes en el peso de biftalato.
 0.24854.g
.  .0.0012169.Eq
g
204.23.
Eq
2- Como se esta calculando en terminos de equivalentes, el volumen de
hidróxido de sodio debe expresarse en litros.
Eq de Bif =
10.5 mililitros = 0.0105 litros
3- Partiendo de la definición matematica de normalidad:
16
N ..  ..
N º de.Equivalentes
: tenemos:
Volumenen.en.litros
N .de.la.Base.  .
0.0012169.Eq
.  .0.1159.N
0.0105.l
Una vez estandarizada la solución de hidróxido de sodio, esta puede usarse como
patrón para estandarizar soluciones de ácidos fuertes y débiles.
Si se tiene una solucion de HCl de concentración aproximada de 0.1 N y se quiere
conocer la concentración real de esta solucion se debe titular un volumen
conocido de ácido con la soda ya estandarizada (0.1159 N). Si en la
estandarización de el acido, se tomaron 25.0 ml y se gastaron 21.4 ml de soda la
normalidad del ácido será:
1- Como los ácidos y las bases reacciona de equivalentes a equivalentes, de
la definición de normalidad se deduce:
N º.deEquivalentes
.. Se
.deduce
. ..N º.de.equivalentes.  .NxVol
Volumene.en.litros.
Luego. para.el.ácido : ..N º.de.Eq ácido .  .N ácido xVácido
N. 
Para.la.base. : .......... ..... N º.de.Eq base .  .N base xVbase
2- Si los equivalentes de ácido son iguales a los de la base, tenemos:
N ácido xVácido .  .N base xVbase
3- De la ecuación anterior se puede calcular la normalidad del ácido:
N a x25.0..  ..0.1159.x.21.4.  .N a .  .
0.1159.x.21.4
.  .0.0992.N
25.0
Neutralización de ácido débil con base fuerte.
A  H .....  .....OH  . Pr
oduce
 .H 2 O.....  ..... A 
Al comienzo de la titulacion la concentración del ion hidronio es
considerablemente más pequeña que para el ácido fuerte. En los primeros
momentos de la titulacion el pH de la disolución aumenta con relativa rapidez
debido a que la ionizacion del ácido débil esta restringida por efecto del ion
comun.
17
Para la estandarizacion de una solucion de un ácido débil se puede utilizar la
solucion de hidroxido de sodio ya estandarizada, en presencia de un indicador
que tenga un rango de virage en la zona alcalina, esto en razon a que el punto
estequiometrico no se encuentra a pH = 7.0, pues la reaccion inversa del anion
A- hace a la solucion ligeramente alcalina.
TALLER.
1- Calcular el peso equivalente de las siguientes sustancias:
a) H 2 SO4.....en.su.neutralizacióncompleta
b) HCl ..en.su.neutralizacióncompleta
c) Ba.(OH ) 2 ..en.su.neutralizacióncompleta
d) CH 3  COOH ..en.su.neutralizacion.completa
e) NaOH ..en.su.neutralizacióncompleta
2- Calcular el número de gramos contenidos en:
a) 5 equivalentes de H3PO4.
b) 250 ml de NaOH 0.25 N.
3- Cuantos gramos de NaOH se necesitan para preparar 1.0 litro de solución
0.1 N.
4- Cuantos mililitros de ácido del 37% de pureza y densidad 1.19 g/ml, se
requieren para preparar 1.0 litros de solución 0.1 N.
5- Cual es la normalidad de una solución de NaOH cuando al valorarla frente a
0.4425 gramos biftalato de potasio como patrón primario consumió 25.5 ml de
la solución hidróxido de sodio.
6- En una titulacion potenciométrica de 25 ml de HCl 0.10 N con NaOH 0.10 N
se obtuvieron los siguientes:
Ml de NaOH
pH
0.0
2.20
0.5
2.19
1.0
2.18
1.5
2.18
2.0
2.19
2.5
2.20
Ml de NaOH
pH
5.0
2.32
5.5
2.35
6.0
2.38
6.5
2.43
7.0
2.48
Ml de NaOH
pH
9.5
3.00
10.0
3.49
10.5
10.57
11.0
11.07
11.5
11.25
3.0
2.22
7.5
2.54
3.5
2.24
8.0
2.62
12.0
11.36
4.0
2.27
8.5
2.71
12.5
11.43
4.5
2.29
9.0
2.82
13.0
11.48
Grafique el pH, vs ml de NaOH agregados y calcule mediante tangentes el p H de
neutralización, explique la grafica obtenida.
7- En una titulacion potenciométrica de 25 ml de CH3 - COOH 0.10 N con
NaOH 0.10 N se obtuvieron los siguientes:
18
Ml de NaOH
pH
0.0
3.18
0.5
3.42
1.0
3.60
6.0
4.65
Ml de NaOH
pH
5.0
4.46
5.5
4.59
Ml de NaOH
pH
9.5
7.01
10.0 10.5
10.74 10.81
1.5
3.76
2.0
3.89
2.5
4.03
6.5
4.79
7.0
4.87
11.0
10.97
11.5
11.12
3.0
4.10
7.5
5.04
3.5
4.20
8.0
5.15
12.0
11.19
4.0
4.30
8.5
5.39
12.5
11.25
4.5
4.38
9.0
5.71
13.0
11.30
Grafique el pH, vs ml de NaOH agregados y calcule mediante tangentes el p H de
neutralización, explique la grafica obtenida.
Volumetría de precipitación.
Determinación de Cloruros
Se han ideado varios métodos para la determinación de cloruro en una solución
acuosa, basados en la precipitación del cloruro de plata a partir de una solución
titulada de nitrato de plata.
Existen métodos directos como el de Mohr y el de Fajans y métodos indirectos
como el de Volhard. En el primero se utiliza como indicador interno una solución al
5% de cromato de potasio. El punto final se visualiza por la aparición de una
coloración rosada. En este método se debe tratarse con una solución neutra o
ligeramente acida con acido acético.
Método de Morh
NaCl
2AgNO3
+
AgNO3
+ K2CrO4
AgCl + NaNO3
Ag2CrO4 + 2KNO3
rosado
En el método de Fajans se usa un indicador interno de adsorcion. El mas usado es
la diclorofluoresceína (C14H4O3Cl2COOH) que es un acido orgánico débil. El anión
forma con la plata un compuesto rojo oscuro poco soluble, el cual es adsorbido
sobre la superficie del cloruro de plata.
Método de Fajans
NaCl + AgNO3
HDf + H2O
AgCl + NaNO3
H3O+ + Df -
HDf = diclorofluoresceína
19
Df
-
+ Ag
+
Df -= Anión de la diclorofluoresceína
Ag Df
Rojo Oscuro
En el método de volhard se añade a la solución nítrica de la solución que contiene
el cloruro, una solución valorada y en exceso de nitrato de plata y se titula el
exceso de plata con otra solución de un sulfocianuro alcalino, utilizado como
indicador interno una sal férrica. El punto final se aprecia por la aparición de una
coloración rojiza.
NaCl + AgNO3
AgNO3 + KSCN
3KSCN + Fe(NO3)3
AgCl + NaNO3
AgSCN +
KNO3
Fe(SCN)3 + 3KNO3
rojo
Volumetría de oxidación – reducción.
En la volumetria de oxidación – reducción, el agente titulante reacciona con la
sustancia a titular en una reacción con intercambio de electrones, en donde un
equivalente gramo de la sustancia que se reduce reacciona exactamente con un
equivalente gramo de la sustancia que se oxida.
Equivalente gramo de un agente oxidante, es la cantidad en gramos de la
sustancia capaz de capturar 1 mol de electrones en una determinada reacción.
Equivalente gramo de un agente reductor, es la cantidad en gramos de la
sustancia capaz de liberar 1 mol de electrones en una determinada reacción.
El peso equivalente de una sustancia que participa en una reacción de oxidación –
reducción es la cantidad que directa o indirectamente produce o consume 1 mol
de electrones.
Este tipo de volumetría es muy utilizada como método volumétrico para la
valoración del hierro presente en una muestra de agua. Este método se basa en la
oxidación cuantitativa de Fe++ a Fe+++ en medio ácido, utilizando una solución
estandarizada de permanganato de potasio. Es necesario que el hierro presente
en la muestra se encuentre en forma ferrosa, para lo cual se debe agregar una
solución de cloruro estannoso, que se oxida a SnCl4 . El pequeño exceso de
cloruro estannoso se oxida, agregando una solución de cloruro mercúrico, al
mismo tiempo que este se reduce a cloruro mercurioso el cual precipita. Es
necesario tener en cuenta que si se agrega mas de tres gotas en exceso de
20
cloruro estannoso, la reducción del cloruro mercúrico podría llegar a mercurio
metálico, dando un color oscuro que interfiere en la determinación.
Las determinaciones de hierro con permanganato pueden cuantificar el contenido
de este elemento en aguas, para lo cual se prepara una solucion 0.1 N de
permanganato de potasio, pesando 3.2 g en un vidrio reloj y trabajar con una
espátula que no sea metálica, disolviendo en 800 mililitros de agua y hervir por
una hora. Enfriar la solución y completar con agua recientemente hervida hasta
afore de un litro. La solucion se deja en reposo al abrigo de la luz por uno dos
días. Se filtra por lana de vidrio para separar el bióxido de manganeso que se
haya precipitado. Envasarlo en frasco oscuro.
Estandarización de la solución de permanganato.
Una vez preparada la solución se debe conocer el titulo real de la misma, por lo
tanto se pesa exactamente una cantidad vecina a 0.2 000 g de oxalato de sodio
previamente desecado a 100º C. Disolver en 100 ml de agua, acidular con unos 10
ml de ácido sulfúrico (1:3), calentar a unos 60ºC y titular en caliente con la solución
de permanganato hasta la aparición de una coloración rosada permanente.
Reacciones de oxidación – reducción.
5e- + MnO4- + 8H+ ----------------------- Mn++ + 4H2O.
C2O4= ---------------------------------------- 2CO2 + 2eFe++ ----------------------------------------- Fe+++
Ejercicios.
1- ¿Cuántos gramos de KMnO4 se necesitan para preparar 1 L de solución 0.1
N que será utilizada como agente oxidante?.
2- Si para la estandarización de la solucion anterior se pesaron 0.1675 g de
oxalato de sodio, gastando 50.0 ml de solucion de permanganato. ¿Cuál es
la normalidad de dicha solución?
3- En la determinación del contenido de hierro (Fe ++) de un agua residual se
gastaron 5.0 ml de la solución de permanganato anteriormente preparada,
para titular 100 ml de agua. ¿Qué cantidad de hierro en mg / L contiene el
agua residual.?
Determinacion de hierro.
Uno de los metodos volumetricos de la valoracion de hierro se basa en su
oxidacion cuantica de Fe++ a Fe+++ en medio de acido, utilizando una solucion
valorada de permanganato de potacio. Es necesario que el hierro presente se
encuentre en forma ferrosa. Con este fin se agrega una solucion de cloruro
estannoso, el cual se oxida a SnCl4. El pequeño exeso de cloruro estannoso se
oxida, agregando una solucion de cloruro mercurico, al mismo tiempo que este se
21
reduce a cloruro mercurioso el cual precipita. Es necesario tener en cuenta que si
se hace agregando demasiado cloruro estannoso, la reducion del cloruro
mercurico puede llegar hasta mercurio metalico, dando un color oscuro que
interfiere en la determinación.
En presencia de cloruro ferrico, al agregar permanganato, el cloruro puede
oxidarse hasta la formade cloro, lo cual implica un consumo mayor del oxidante.
Zimmermann y kessler demostraron que al agregar una sal manganosa se ivide la
oxidacion del cloruro. Otro inconveniente del cloruro ferrico es el color amarillo
intenzo que comunica. Reinhardt modificó el método agreagando ácido fosfórico,
el cual con los iones férricos forma complejos incoloros. El método se conoce
como el de Zimmermann-Reinhardt.
Reacciones:
2FeCl3 + SnCl2
2FeCl2 + SnCl4
SnCl2 + 2HgCl2
Hg2Cl2 + SnCl4
blanco
2Hg +
Negro
Hg2Cl2 + SnCl2
5FeCl2 + KMnO4 + 4H2SO4
FeCl3
+
SnCl4
3FeCl3 + MnSO4 + Kcl + 4H2O
+ Fe2(SO4)3
H3PO4
FeHPO4Cl + 2HCl
Volumetria complexometrica.
Determinacion de Calcio y Magnesio
Este determinacion se basa en la formacion de complejos, a partir de una solucion
valorada de la sal disodica del ácido etilendiaminotetracético, conocida
comunmente con el nombre de EDTA.
Para favorecer la disociacion del ácido se trabaja en medio basico y para evitar la
hidrólisis del ion metalico es necesario fijar el pH.
Los indicadores utilizados en estas valoracones son moleculas organicas de
carácter acido que formn complejos coloreados con los cationes metalicos.
En la valoracion del calcio el pH se fija en 10-12 agregando una solucion
concentrada de hidroxido de sodio y utilizando como indicador murexida (sal
amonica del acido 5-barbituril-iminobarbiturico).
22
El calcio y el magnesio se valoran juntos, fijando el pH entre 9-10n con una
solucion reguladora de hidroxido y cloruro de amonio y usando como indicador
negro de eriocromo T (sal sodica del acido 1’ hidroxi-2’-naftil-azo-6-nitro-2-naftol-4sulfonico)
Reaciones:
Hind
YH4
Indicado
acido etilendiandiamino tetra-acetico
Hind + CaCl2
Color A
Ca Ind Cl + HCl
Color B
HCI + Ca Ind Cl + H2 Y Na2
YcaH2 + Hind + 2NaCl
Color A
Para el magnesio las reacciones son similares.
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