Alexander Santamaría QUIMICA ANALITICA I AUTOR: ALEXANDER SANTAMARIA TEMA 1: CONCEPTOS BÁSICOS a) Que es la química?: Es una rama de las ciencias naturales que estudia las propiedades, la estructura, la composición y las transformaciones de las sustancias relacionadas con su entorno. b) Que es la química analítica? Es una rama de la química que estudia la identificación, separación y determinación de las cantidades relativas de los componentes de una muestra. Estas tres etapas hacen parte del método analítico. Métodos de análisis. Los métodos de análisis se clasifican según la propiedad que se mide en: 1) Métodos clásicos Método Medida final Gravimétricos Peso de la sustancia de interés Volumétricos Volumen de analato de concentración exactamente conocida Ejemplo Precipitación Volatilización Neutralización acido-base. Precipitación. Complejación. REDOX Nota: Son bastante importantes por su sensibilidad y precisión pero son muy demorados. Alexander Santamaría 2) Métodos instrumentales. Dependen de la propiedad medida la cual es directa o indirectamente proporcional a la concentración de analito. Electroanalíticos Espectroscópicos Propiedad medida Cambio de potencial E (i 0) Electricidad Método Ejemplo Potenciometría Intensidad de corriente (i), i C Voltamperometría Intensidad de corriente por difusión (id C) Conductancia G ó I/R G Cantidad de carga eléctrica Q. Relación masa-carga Calor de reacción Térmicos Dispersión o refracción de la radiación. Ópticos Polarografía. Conductimetria Coulombimetricos Espectrometría de masas Análisis termogravimétrico Refractometría. Turbidimetría. Colorimetría. ETAPAS DE ANALISIS CUANTITATIVO Se refiere al número de pasos y al orden lógico que se debe tener en cuenta para llevar un análisis cuantitativo independiente mente del área del saber (química, biología, física o matemáticas). 1. Identificación del problema 2. Selección del método de análisis 3. Toma de muestra 4. Tratamiento de la muestra 5. Definir réplicas ¿Cuál es el analito? Depende de la exactitud, confiabilidad y la economía del método, por ejemplo vía húmeda o seca. Homogénea: muestreo simple. Heterogénea: muestreo múltiple. (Debe ser representativo de la muestra total) Homogénea: muestreo simple. Heterogénea: muestreo múltiple. (Debe ser representativo de la muestra total) Cada réplica debe ser del mismo tamaño Alexander Santamaría 6. Dilución de las muestras 7. Se define repetición 8. Eliminar interferencias Es este caso: 1. Se disuelve y se valora todo. 2. Se lleva la solución a un exacto y se toma alícuotas. Este se define si solo se toman alícuotas. Repetición es diferente a replicación. Es una especie o especies que están presentes en la muestra que presentan una propiedad química muy similar al del analito causando un aumento o atenuación de la propiedad medida. 9. Medición de la propiedad. 10. Cálculo de resultados Son expresiones matemáticas o gráficas que nos permite obtener la concentración del analito. 11. Tratamiento estadístico de los datos Nos da idea de la confiabilidad del método y el grado de precisión y exactitud cuando se compara con estándares. 12. Reporte de datos Debe ser el mejor valor ± más o menos una medida dispersión. Nota: Si en 10 hay mucha dispersión se debe replantear el método. CONCEPTOS FUNDAMENTALES. 1. Masa: Es una medida constante de la cantidad de materia de un objeto. 2. Peso: Es la fuerza de atracción que ejerce la tierra sobre un objeto 3. Mol: Cantidad de sustancia contenida en 6.02 x 1023 entidades elementales: átomos, moléculas, partículas, electrones o pares iónicos. 6.02 x 1023 es el número de avogadro. Alexander Santamaría 4. Masa Molar: Se define como la masa en gramos de un mol de sustancia. La masa molar se calcula al sumar las masas de todos los átomos que aparece la fórmula química. 5. Solución: Es una mezcla homogénea constituida por dos o más componentes, uno de estos es el soluto y el otro es el solvente (ejemplo: sal de cocina mas agua). Una mezcla homogénea se identifica porque solo se observa una sola fase, en el caso de un sistema de más de dos fases, la mezcla es heterogénea y no es una solución. Soluto: Puede ser cualquier sustancia, siempre y cuando formen una mezcla homogénea (es decir, el soluto debe ser soluble en el solvente) los solutos se pueden clasificar en: a) Electrolitos: Cuando en una solución son capaz de conducir la corriente eléctrica, estas a su vez se dividen en: b) No electrolitos: Son aquellos que no conducen la corriente eléctrica, por ejemplo el azúcar y las sustancias no polares. Solvente: Es el constituyente más abundante de una solución y puede ser de dos clases: a) Anfipróticos: son aquellos solventes que se comportan como ácidos en presencia de solutos básicos (protogénicos) o como bases en presencia de solutos ácidos (protofílicos) Solventes Protogénicos: son aquellos solventes que se comportan como ácidos frente a solutos básicos (es decir, lo único que pueden hacer es Alexander Santamaría donar protones), ejemplo: HCl, HNO3, H2SO4, HClO4, CH3COOH, HCOOH. Solventes Protofílicos: son aquellos solventes que se comportan como bases frente a solutos ácidos (es decir, lo único que pueden hacer es recibir protones), ejemplo: piridina (C5H5N), Éteres, esteres, dimetilsulfoxido (CH3)2SO2 Solvente neutros: Tienen ambas características por ejemplo acido o base. H2O, alcoholes primarios. b) Solventes apróticos: Son aquellos solventes que no donan ni aceptan protones C6H6, CCl4, THF, CHCl3, CH2Cl2. TEORIA ACIDO-BASE (Brønsted-Lowry) Acido: sustancia que en solución acuosa o no acuosa puede donar un protón (H+). Base: sustancia que en solución acuosa o no acuosa puede aceptar un protón (H+). Aquí se introduce el concepto de pares conjugados “Acido-base” ejemplo: Ácidos fuertes (disocian 100%). base Base conjugada Acido HClO4 HCl + + Acido H3PO4 + H2 PO4 + NH4+ + H2O H2 O → → ClO4 Cl Ácido conjugado + + Ácidos Débiles (disocian parcialmente). base Base conjugada H 2O H2 O H2 O H2 PO4 H2 PO4 NH3 H3O+ H3O+ Ácido conjugado + + + H3 O + H3O+ H3O+ Note que para las sustancias fuertes, la direccionalidad de la reacción se representa en un solo sentido (), mientras que las reacciones de sustancias débiles se representa de forma bidireccional (). Alexander Santamaría El siguiente diagrama muestra la fuerza relativa de algunos acido y sus bases conjugadas: Nota: los iones perclorato (ClO4-) prácticamente no tienen afinidad por los protones, mientras que los iones sulfuro (S2-) y (OH-) presentan una alta afinidad por aceptar protones. Solventes diferentes al H2O. La tendencia de un solvente a donar o aceptar protones determina la fuerza de un soluto acido o básico. Por ejemplo el HClO4 y HCl experimentan disociación completa en H2O, sin embargo cuando se reemplaza el solvente por acido acético anhídrido que es un receptor de protones mas débil que el agua, ninguno de estos experimenta disociación completa, en su lugar se establece equilibrio. HClO4 Acido + CH3COOH base ClO4 + Base conjugada CH3COOH2+ Ácido conjugado (protón solvatado) Solvente diferenciador Supongamos que el solvente sea metanol CH3OH NH3 Base + CH3OH Acido NH4+ Ácido conjugado + CH3O Base conjugada Alexander Santamaría HNO2 Acido CH3OH2+ Ácido conjugado + CH3OH Base + NO2 Base conjugada Autoprotólisis Los solventes anfipróticos también pueden experimentar autoionizaición o autoprotolisis para formar un par de especies iónicas. La autoprotolisis es otro ejemplo del comportamiento acido base. H2 O Acido + CH3OH + Base NH3 Base + H2 O base OH Base conjugada CH3OH Acido CH3O Base conjugada NH3 Acido NH4+ Ácido conjugado + + + H3O+ Ácido conjugado CH3OH2+ Ácido conjugado NH2 Base conjugada SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI) Según SI existen siete unidades fundamentales las cuales se resumen en la siguiente tabla: Masa Longitud Tiempo Temperatura Cantidad de sustancia Corriente eléctrica Intensidad luminosa Kilogramo Metro Segundo Kelvin Mol Amperio Candela Kg m s K mol A Cd Estas unidades pueden ser usadas en combinación para generar unidades complementarias tales como volumen, velocidad, densidad, área, presión etc… Alexander Santamaría Prefijos: Son Múltiplos o submúltiplos de potencia de 10 que se utilizan con las unidades básicas para expresar cantidades de medida muy grandes o muy pequeñas en términos de pocos dígitos simples: esto da origen a la notación científica. Múltiplos decimales. Prefijo Yotta Zeta Exa Peta Tera Giga Mega Kilo Hecto Deca Símbolo Y Z E P T G Submúltiplos decimales Factor Prefijo Símbolo 10 deci d 10-1 1021 centi c 10-2 1018 mili m 10-3 1015 micro µ 10-6 1012 nano n 10-9 109 pico p 10-12 106 103 102 101 femto atto zepto yocto f a z y 10-15 10-18 10-21 10-24 24 M K h d Factor CIFRAS SIGNIFICATIVAS Métodos para presentar datos analíticos. Cifras significativas: Las cifras significativas en una cantidad medible, corresponde a todos aquellos dígitos ciertos o verdaderos, seguido por el primer dígito incierto. 30.2 Dígitos ciertos ± 0.02 Dígito incierto → 30.22 (ó 30.18) 4 cifras significativas Reglas cifras significativas. 1) Cualquier dígito diferente de cero es significativo. Así 8.45 cm tiene tres cifras significativas, los ceros pueden ser significativos dependiendo de su posición. 2) Ceros ubicados entre dígitos diferentes a este son significativos, Así 606 g tiene tres cifras significativas. 3) Ceros a la izquierda del primer dígito diferente de cero no son significativos así 0.008 L tiene una sola cifra significativa, estos ceros se utilizan para indicar el punto decimal. 4) Si el número es mayor o igual que 1, los ceros escritos a la derecha del punto decimal son significativos, así 20 mg, tiene 2 cifras significativas. Alexander Santamaría FORMAS DE EXPRESAR CONCENTRACIÓN Y COMPOSICIÓN DE SOLUCIONES. UNIDADES DE COMPOSICIÓN 1 ) Porcentaje peso-peso %(p/p) = m sto x 100 m s ln g sto 100 g s ln = Se usa para expresar la compocisión de reactivos acuosos comerciales. El HNO3 se vende al 70% (i.e 70 g de HNO3 por 100 g de sln) 2 ) Porcentaje peso-volumen %(v/v) = = Vsto X 100 Vs ln ml sto 100 ml s ln Se utiliza para expresar la composición de una solución preparada al diluir un líquido puro con otro líquido. Ejemplo: solución acuosa de metanol al 5 % quiere decir que 5 ml de etanol por cada 100 ml. Nota: 1) y 2) son adimensionales (no tienen unidades, pues se cancelan) 3 ) Porcentaje volumen-volumen % (p/v) = = msto x 100 Vs ln g sto 100 ml s ln Se utiliza para expresar la composición de un soluto sólido en una solución acuosa. Ejemplo: solución acuosa de AgNO3 al 5% se refiere a 5 g AgNO3 por cada 100 ml de solución. Nota: Las unidades de esta expresión no se cancelan por lo tanto deben ser especificadas. 4 ) porcentaje molar % (η/ η) = = sto x 100 s ln sto 100 s ln Alexander Santamaría 5) partes por millón peso-peso msto x 106 ms ln ppm (p/p) = = g sto x 100 10 6 g s ln 6) Partes por millón peso volumen Para soluciones acuosas muy diluidas la densidad es aproximadamente 1.00 g/ml. g 1g g sto x 106 x s ln = sto x 106 g s ln ml s ln ml s ln ppm (p/v) = ≡ ≡ 1mg sto g sto mg sto ≡ ya que = 1 ppm 10 ml s ln Ls ln Ls ln 6 g sto 1000ml s ln 1000mg sto mg sto x x = 10 mls ln 1Ls ln 1g sto Ls ln 6 7) Partes por mil peso-peso ppt(p/p) = ≡ msto x1000ppt = ms ln g sto 10 3 g s ln 8) Partes por mil peso-peso ppt(p/v) = ≡ msto x1000ppt = Vs ln g sto 10 mls ln 3 9) Partes por billón peso-peso ppb (p/p) = msto x109 ms ln 1 billón = 109 en el sistema ingles equivale a 1 millardo cuando se traduce al español. Por lo tanto 1 billón = 1000 millones. Alexander Santamaría UNIDADES DE CONCENTRACIÓN 1. Formalidad ( definido inicialmente para especies iónicas) F= 2. # PF g sto # Peso fórmula de sto = L de sln L de sln # PFg = g sto PF # PFg = g sto P.M sto Molaridad (definido inicialmente para moléculas sin disociar) Ma = Ma = moles de soluto mmol de soluto = V de s ln(ml ) V de s ln(L) sto m sto = Vs ln ( L) Vs ln (ml ) Nota: Esta expresión se utiliza para soluciones no iónicas, es decir especies que no disocian o que permanezcan como moléculas, muchos autores consideran M y F sinónimos independientes de que el soluto exista como ión o como molécula. Ma: Concentración molar analítica, me indica como debo preparar la solución. Me: Se utiliza para expresar la concentración de especies en equilibrio o especies disueltas, también se usa la notación [i]. Na2SO4 0.5 Ma → 2Na+ + SO4= (2x0.5) 0.5 [Na+] ≡ 1.0 Me [SO4=] ≡ 0.5 Me 3. Osmolaridad (Número total de partículas disueltas por litro de solución) Os = Osmoles ( sto) L( s ln) El prefijo Os, esta relacionado con la presión osmótica que experimentan las células a una concentración determinada. Alexander Santamaría Ejemplo Ca3(PO4) → 3Ca2+ + 0.2 Ma 0.2x3 2PO430.2x2 Total de especies disueltas = 5 (2 fosfatos y 3 calcios) Os = 5*0.2m = 0.10 m 4. Densidad ρsln = 5. mg sto msto ( g ) kg sto = = Vs ln (ml ) Ls ln Ls ln Gravedad específica de una solución. g.e = s ln H O 2 6. Normalidad de una solución. N= # meq gramo de sto # eq gramo de sto = Vs ln ( L) ml s ln # eq gramo = msto Peso eq del sto Peso eq del sto = e µ: Peso molecular de la sustancia. e: Corresponde al numero equivalente el cual depende de la reacción en la que participa la especie. e: # de H ó OH- si la especie participa en una reacción de neutralización # de e- transferidos o ganado si la especie participa en una reacción REDOX # cargas positivas del metal si la especie participa en una reacción de precipitación o complejación. El concepto de peso equivalente gramo o simplemente equivalente gramo sirve para realizar los cálculos estequiométricos sin balancear las ecuaciones. Alexander Santamaría 7. Titulo de una solución (T) Peso de analito (mg) analito que es equivalente a un volumen (ml) de solución estandar conocida o viceversa. T= mg sto ml s ln = ml s ln mg sto 8. Molalidad de una solución. Mw = 9. sto m sto = kg s ln g s ln Funciones (p) Es una forma de expresar la concentración de una especie a través del logaritmo negativo (base 10) de la concentración molar de la especie, siendo X la especie. pX = -Log [X]; [X] = 10 -px o Ejemplo: Si X = H, entonces tenemos pH =-Log [H3O+] Ejercicio: El análisis de un agua para calderas se encontró que el contenido de iones Ca2+ era de 565 ppm. Teniendo en cuenta que la densidad es de 1563 g/L calcular 1. %(P/P) de Ca2+ 2. %(P/V) de Ca2+ 3. ppt (P/V) de Ca2+ 4. ppt (P/P) de Ca2+ 5. ppm (P/P) de Ca2+ 6. ppm (P/V) de Ca2+ 7. ppb (P/P) de Ca2+ 8. ppb (P/V) de Ca2+ 9. Ma de Ca2+ 10. Si se supone que el Ca en esta agua proviene de la disociación completa del fosfato Ca(PO4)2 , calcular. a) Ma b) 10.2. Mw c) 10.3. P ca 2 y P PO 4 2 Alexander Santamaría Solución. m sto x 100 m s ln 1. %(P/P) = 565 mg Ca 2 1Ls ln 1g s ln x x x100 %(P/P) = Ls ln 1565 g s ln 1000mg s ln 0.0361g Ca 2 = 0.0361 % ó 100 g s ln 2. % (p/v) = %(P/V) = msto ( g ) x 100 Vs ln ( ml ) 0.0361g sto 1565 g s ln 1Ls ln x x x100 100 g s ln Ls ln 1000ml s ln = 0.0562 % ó 0.0562 g Ca 2 100ml s ln g sto x 103 ml s ln 3. ppt(P/V) = 0.0562 g Ca 2 = x 1000 100 ml s ln = 0.562 ppt (P/V) g sto x 103 g s ln 4. ppt (P/P) = = 0.0361 g Ca 2 x103 100 g s ln = 0.361 ppt(P/P) 5. ppm(P/P) = msto x106 ms ln 0.0361 g Ca 2 = x106 100 g s ln = 361 ppm Alexander Santamaría 6. ppm (P/V) = g sto mg sto x106 = ml s ln Ls ln 0.0562 g Ca 2 = x106 = 562 ppm (P/V) 100 ml s ln 7. ppb (P/P) = msto x109 ms ln 0.0361 g Ca 2 = x109 = 3.61 x 105 ppb (P/P) 100 g s ln 8. ppb (P/V) = msto x109 Vs ln = 9. Ma = 0.0562 g Ca 2 x109 = 5.62 x 105 ppb (P/V) 100 ml s ln sto Ls ln 1000ml s ln 0.0562 g Ca 2 1mol Ca 2 = x x = 0.0140 Ma 100 ml s ln Ls ln 40,08 g Ca 2 10. Para hallar la molaridad analítica del Ca3(PO4)2 escribimos la ecuación de disociación balanceada y a partir de la concentración del calcio del numeral anterior la calculamos como sigue: Ca3(PO4)2 → 3Ca2+ + 2 PO4≡ 1mol Ca 3 (PO 4 ) 2 Ca 2 0.0140mol Ca 2 a) Ma [Ca3(PO4)2 ] = x = 4.7x103 Ma Ls ln 3mol Ca 2 b) Mw = sto kg s ln Ls ln 4.7 x10 3 mol Ca 2 1000 g Ca 2 Mw = x x = 3.00x103 Mw 2 2 Ls ln 1kg Ca 1565 g Ca Alexander Santamaría c) PX = -Log [X] X1= Ca2+ =0.0140 mol/L 0.0140mol Ca 2 2mol PO4 x = 9.33 x 10-3 X2= PO43- = 2 L 3mol Ca pCa=-Log [0.0140] = 1.85 pPO4 =-Log [9.33x10 3 ] =2.03 También se puede hacer lo inverso, si lo que se quiere es determinar la concentración a partir del valor de la función p [Ca2+] = 10-pCa [PO4≡] = 10-pPO4 DILUCIONES. Es una acción que consiste en adicionar solvente (generalmente agua) a una solución concentrada con el fin de obtener una mas diluida o de menor concentración. Las diluciones pueden ser simples o sucesivas. Dilución simple: en este caso el proceso de dilución se da en solo paso, siempre y cuando se tenga los instrumentos de volumen adecuado. VcMc = VdMd Se cumple, # conc # diluida Representación esquemática de una solución simple Dilución sucesiva: en caso de que se quiera preparar soluciones de concentración muy pequeña (ppm, ppb, pptr), que a su vez requieren de instrumentos de volumen o masa muy pequeños que en la mayoría de los casos no están disponibles comercialmente, se recurre al uso de las diluciones sucesivas o por etapas. Alexander Santamaría Representación esquemática de una solución sucesiva o por etapas Ejemplos: a) Diluciones simples Describa claramente la preparación de 500.0 mL de solucion de HCl 6.00 Ma en agua pura a partir de una solucion concentrada 18 Ma del mismo reactivo. Datos conocidos: Vd = 500.0 mL Md = 6.0 Ma Mc = 18.0 Ma Datos desconocidos Vc =? Dilucion directa usamos VcMc = VdMd Vc = 500.0x6.0 = 166.7 mL 167 mL 18.0 Descripcion: para preparar 500.0 mL 6.0 Ma en HCl, se debe tomar aproximadamente 167 mL del reactivo concentrado (18.0 Ma) y transferirlo a un balon volumetrico de 500.0 ml donde se completa con agua hasta la marca del aforo. Alexander Santamaría b) Ejemplo de diluciones sucesivas Se require determinar el contenido de Na+ en 5.00 ml de muestra de orina. Esta muestra se diluyo con agua desionizada hasta 100.0 ml en un matraz volumetrico. De esta solucion se tomo una alicota de 20.0 ml y se diluyo con agua hasta 50.0 ml. De esta nueva solucion se tomo una alicota de 25.0 ml y se diluye con agua desinozada hasta 50.0 ml. Finalmente, se tomo 5.00 ml de esta ultima solución y por absorción atomica se detecto que el contenido de Na+ es 5.00 ppm. Determine: mg de sodio en la muestra original % (p/v) Na+ Planteamiento del problema 5.00 mL Orina (Na+) → 100.0 mL ↓ 20.0 mL → 50.0 mL ↓ 25.0 mL → 50.0 mL ↓ 5.00 mL ↓ 5.00 ppm (Na+) 5.00 g Na 1000 mgNa 50.0 100.0 a) mgNa = 6 * 50.0mLs ln * * * 10 mLs ln 1gNa 25.0 20.0 + = 2.50 2.50mg Na 1g Na * * 100 b) %(p/v) Na = 5.00ml s ln 1000mg Na + = 0.05 RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS Estequiometria de una reacción: Es la relación del número de moles que existe entre los reactivos y los productos de una reacción química. Las relaciones estequiométricas están definidas por 3 leyes. 1. Ley de la conservación de la masa: En una reacción química la masa se conserva (lavoisier), es decir, la masa de las especies de los reactivos es igual a la masa de los productos. Alexander Santamaría Ejemplos: Na+(ac) + 2g Cl (ac) → NaCl(ac) 3g 5g 5g + C3 H 8 ( g ) 1(44g) 44g 5O2 ( g ) ) 5g → 5(32g) 160g 3CO2 ( g ) + → → 3(44g) 132g 204 g 4H 2O ( g ) 4(18g) 72g 204g Notas. La masa permanece constante independiente de la transformación que sufra, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los cuerpos (especies) resultantes. En una reacción química la cantidad de materia es igual al final y al comienzo de la reacción. 2. Ley de la composición definida o constante. Los elementos se combinan para formar compuestos ( o un tercero) en una proporción de masa fija definida. El FeS se combinan 7 g Fe por cada 4g de S. Fe 56 28 7 = = = 32 16 4 S Ejemplo: El H2O se combina según relación en masa de 1 8 2 g 1gH 2H = = 1O 16 g 8 gO De acuerdo con lo anterior, 8g de oxígeno se combinan con 1 g de Hidrógeno para formar según la ley de conservación de las masas 9g de H2O. Alexander Santamaría 3. Ley de las proporciones múltiples. Esta ley nos dice que dos sustancias puras se pueden combinar para formar más de un compuesto. En este caso la relación en que se combinan los elementos de una sustancia es igual a una relación de números enteros 2/1, 3/1, 3/2. Ejemplo: Cu se combina con el oxígeno para formar 2 compuestos diferentes dependiendo de las condiciones experimentales. Óxidos cobre %Cu %O ( mCu/mO) + 88.83 11.17 7.953 2+ 79.9 20.1 3.975 I(Cu ) II(Cu ) La tercera columna da las masas de Cu que se combinan con 1 g de oxígeno para formar los respectivos óxidos. Obsérvese la relación de números enteros 7.953 2 ≡ , se cumple la relación. 3.975 1 REACCIONES QUÍMICAS Reacción química: Es un proceso mediante el cual los reactivos con unas propiedades bien definidas se transforman en los productos que también tienen propiedades definidas pero diferentes a los reactivos de partida. Las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones. Una ecuación química es una representación esquemática de una transformación o proceso y puede ser: 1. Moleculares: 3Pb(NO3)2 (ac) + 2NaPO4(ac) → Pb3(PO4)2 (s) +6NaNO3 (ac) Estado de agregación 2. Iónicas 3Pb2+ + 6NO3- + 6Na+ + 2PO43- → Pb3(PO4)2(s) + 6NO3- + Reacción neta: 3Pb2+(ac) + 2PO43- (ac) → Pb3(PO4)2(s) 6Na+ Alexander Santamaría REACTIVO LÍMITE: Definición: Sustancia que se consume completamente en una reacción química Sustancia que limita una reacción química. Ejercicio: Cuantas gramos de Pb3(PO4)2 (s) se obtiene al mezclar 0.5120 g de Na3PO4 sólido del 80% pureza con 500ml de solución de Pb(NO3)2 0.00750Ma, si la eficiencia de la reacción es del 85.0% ( P.M. Pb3(PO4)2 = 84.93 g/mol). En forma molecular la ecuación química es: Na3PO4 (ac) + Pb(NO3)2 (ac) → Pb3(PO4)2(s) + NaNO3 (ac) a) Verificar si la reacción esta balanceada y plantear el problema 2 Na3PO4 (ac) + 3 Pb(NO3)2 (ac) 500 ml Pb3(PO4)2 0.00750M → Pb3(PO4)2(s) + 6 NaNO3 (ac) 85.0% 0.5120g Na3(PO4)2 80% pureza g Pb3(PO4)2 ? b) Calculamos las milimoles (nmol) de cada reactivo nNa3PO4 = 512.0 mg Na3PO4x 80.0 1molNa3 PO4 x = 2.50 nmol 100 164 gNa3 PO4 nPb(NO3)2 = x 500mLsln = 3.75 nmol 0.00750nmolPb( NO3 ) 2 mLs ln c) Hallamos el reactivo limite a través del calculo de la relación n/C Se toman las nmoles (n) halladas de cada uno de los reactivos y se divide por el coeficiente estequiométrico (C) de la reacción. En este caso, el menor valor de relación molar, corresponde al valor del reactivo límite. (n/C)Pb(NO3)2 = 3.75 = 1.25 3 Cualquiera de los dos puede ser el reactivo límite. 2.50 (n/C)Na3PO4 = = 1.25 2 d) Una vez hallado el reactivo limite, tomamos las moles de dicho reactivo y calculamos las cantidades de las otras especies que participan en la reacción. En este ejemplo vemos que cualquiera de los dos reactivos puede ser la especie limitante. Por lo tanto, tomando las moles del Na3PO4 Alexander Santamaría W Pb (PO ) = 3.75 nmol Na3PO4x 3 4 2 1nmolPb3 ( PO 4 ) 2 1g 85 811.43mg x x x 2nmolNa3 PO4 1mmolPb3 ( PO4 ) 2 1000mg 100 = 0.860g Otra forma W Pb (PO ) = [(VRL*Cf] mmol Pb3(PO4)2 x 3 4 2 85 1g 811.43mg x x = 0.860g 1mmolPb3 ( PO4 ) 2 1000mg 100 VRL = Valor del reactivo limite (1.25) Cf = Coeficiente estequiometrico de la sustancia a buscar (en este caso Pb3(PO4)2 tiene un coeficiente estequiometrico = 1) Ejercicio: realizar el mismo calculo tomando las nmol del Pb(NO3)2