Manual de Estudios Analisis Quimico

1INDICE 1. 1.1. 1.2. 1.3. 1.4. 2. 2.1. 2.1.1. 2.1.2. 2.2. 2.3. 2.3.1. 2.3.2. 2.3.3. 2.4. 2.4.1. 2.4.2. 2.4.3. 3. 3.1. 3.2. 3.3. 3.4. 3.5. 3.6. 4. 4.1. 4.2. 5. 5.1. 6. 6.1. 6.2. 6.3. 6.4. 6.5. 7. 7.1. 7.1.1. SOLUCIONES CARACTERISTICAS DE LAS SOLUCIONES CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES UNIDADES DE CONCENTRACION SOLUBILIDAD EQUILIBRIO QUIMICO TIPO DE REACCIONES QUIMICAS RACCIONES DE PRECIPITACION REACCIONES ACIDO BASE EFECTO DEL ION COMUN EQUILIBRIO ACIDO BASE REACCIONES DE HIDROLISIS pH DE SOLUCIONES DE ÁCIDOS FUERTES Y BASES FUERTES pH DE SOLUCIONES DE ÁCIDOS DEBILES Y BASES DEBILES SOLUCIONES TAMPON pH DE UNA SAL PROVENIENTE DE UN ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE pH DE UNA SAL PROVENIENTE DE UN ÁCIDO FUERTE Y BASE DEBIL pH DE UNA SAL PROVENIENTE DE UN ÁCIDO DEBIL Y BASE DEBIL ANALISIS QUIMICO CUALITATIVO REGLAS DE SOLUBILIDAD CLASIFICACION ANALITICA DE LOS CATIONES ANALISIS QUIMICO CUALITATIVO DEL I GRUPO DE CATIONES ANALISIS QUIMICO CUALITATIVO DEL II GRUPO DE CATIONES ANALISIS QUIMICO CUALITATIVO DEL III GRUPO DE CATIONES ANALISIS QUIMICO CUALITATIVO DEL IV Y V GRUPO DE CATIONES ANALISIS CUANTITATIVO GRAVIMETRIA POR PRECIPITACION GRAVIMETRIA POR VOLATILIZACION METODOS VOLUMENTRICOS DE ANALISIS VALORACIONES ACIDO BASE ALCALINIDAD ALCALINIDAD POR BICARBONATOS ALCALINIDAD POR CARBONATOS ALCALINIDAD POR OHMEZCLA MEZCLA VALORACIONES COMPLEXOMETRICAS DUREZA DUREZA POR CARBONATOS Y POR BICARBONATOS 2 APENDICE APENDICE A: PROBLEMAS RESUELTOS APENDICE B: PROYECTOS COMPLEMENTARIOS 3 1. SOLCUIONES Una solución o disolución es una mezcla homogénea, a nivel molecular de una o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un medio dispersante denominado disolvente o solvente. También se define disolvente como la sustancia que existe en mayor cantidad que el soluto en la disolución. Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad (como un 50% de etanol y 50% de agua en una disolución), la sustancia que es más frecuentemente utilizada como disolvente es la que se designa como tal (en este caso, el agua). Una disolución puede estar formada por uno o más solutos y uno o más disolventes. Una disolución será una mezcla en la misma proporción en cualquier cantidad que tomemos, y no se podrán separar por centrifugación ni filtración. Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disuelto en agua (o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama). 1.1. CARACTERISTICAS DE LAS SOLUCIONES La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente. Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua. (Ver: El agua como solvente). 4 porcentaje en peso. porcentaje en volumen. a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. el exceso existente precipita. una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua. es decir. etc. oxígeno en agua gas en gas: oxígeno en nitrógeno. ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto. formalidad. a la temperatura dada. es decir. gas en sólido: hidrógeno en paladio. Pt.2. gas en líquido: gaseosas. cervezas.5g disueltos en 100g de agua 0ºC. molalidad. Ej. el solvente no es capaz de disolver más soluto. ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada.: a 0ºC 100g de agua disuelven 37. y el medio dispersante. fracción molar. También se puede expresar cualitativamente empleando términos como diluido. partes por millón. o concentrado.5 NaCl. 1. una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene gas en líquido: 37. Para preparar este tipo de disolución se agrega soluto en exceso. de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura. gaseosas gas en sólido: hidrógeno absorbido sobre superficies de Ni.3. partes por trillón. ya que a la temperatura que se tome en sólido en líquido: sal líquidas consideración. ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.1. es no saturada. Ej. UNIDADES DE CONCENTRACION Para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el disolvente en una disolución se emplean distintas unidades: molaridad.2-1 Clasificación de Soluciones POR SU ESTADO DE AGREGACIÓN sólidas Sólido en sólido: aleaciones como zinc en estaño (latón). Estas disolución es inestable. normalidad. líquido en sólido: mercurio en plata (amalgama). CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES Tabla 1. líquido en líquido: Saturada: en esta disolución hay un equilibrio entre la fase dispersa alcohol en agua. es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada. 5 . Sobre saturado: representa un tipo de disolución inestable. etc. para bajas concentraciones.: en agua (salmuera). para altas. POR SU CONCENTRACIÓN No saturada. Pd. partes por billón. Para preparar soluciones de una determinada molalidad en un soluto. para después rellenarlo con más disolvente hasta los 100 ml. si se disuelven 0. Por ejemplo.  PORCENTAJE PESO A VOLUMEN: Nos indica los gramos de soluto por cada 100 ml de solución y esta dado por la siguiente ecuación:  PORCENTAJE VOLUMEN A VOLUMEN Nos indica los ml de soluto por cada 100 ml de la solución y esta dado por al siguiente ecuación: Esta unidad suele usar para mezclas gaseosas en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. tiene el inconveniente de que el volumen cambia con la temperatura. La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión. y puede medirse con mayor precisión.  MOLALIDAD La molalidad (m) es el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente.0 M (5. La molaridad es el método más común de expresar la concentración en química sobre todo cuando se trabaja con reacciones químicas y relaciones estequiométricas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen.0 molar). Para preparar una disolución de esta concentración normalmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor. y se traslada esa disolución a un matraz aforado. el volumen cambia con ellas.  MOLARIDAD La molaridad (M) es el número de moles de soluto por litro de solución. PORCENTAJE PESO A PESO: Nos indica los gramos de soluto porcada 100 gramos de solución. Sin embargo. cuando éstas cambian. no se emplea un matraz aforado como en el caso de la molaridad. sino que se puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica.5 moles de soluto en 100 ml de solución. se tiene una concentración de ese soluto de 5. 6 . previo peso del vaso vacío para poderle restar el correspondiente valor. es independiente de la temperatura y la presión. por ejemplo 30 ml. ppt (Partes por millón. Ed: Mc Graw Hill. “La Quimica” Ed: HARLA.  NORMALIDAD La normalidad (N) es el número de equivalentes de soluto por litro de disolución. pág: 268-269 7 . ppt (Partes por millón. ppb. partes por billón y partes por trillón) Solubilidad (Soluto g / 100g de solvente o solución) Porcentaje en peso Porcentaje en volumen (Volúmenes Separados) Porcentaje en volumen (Volúmenes de Aforo) Porcentaje en Peso / Volumen Fracción Molar Molalidad Molaridad Normalidad Definición de operación (cantidades relativas soluto: solvente) ppm= g soluto / 106 g Solución ppb= g soluto / 109 g Solución ppt= g soluto / 1012 g Solución ppm= mg soluto / L Solución ppb= ug soluto / L Solución ppt= ng soluto / L Solución Sol =( # g soluto/ g solvente o solución )*100 %pi= masa soluto/(masa soluto + masa solvente)*100 %Vi= Volumen soluto/(Volumen Soluto + Volumen solvente)*100 %Vi= Volumen soluto/(Volumen de solución total) % pi/v = masa soluto/ unidad de volumen de la solución final Xni = moles de soluto / moles totales de todos los componentes mi= moles soluto/kg de solvente Mi= moles soluto/L de Solución Ni= Equivalente gramo de soluto / L de solución FUENTES: *DAVID HARVEY. FORMALIDAD La formalidad (F) es el número de peso-fórmula-gramo por litro de solución. partes por billón y partes por trillón) *Concentraciones Bajas p/v de ppm. Tabla 1.3-1 Resumen de Unidades de Concentración Físicas y químicas para las soluciones Unidades de Concentración (Física o Química) *Concentraciones Bajas ppm. pág:16-18 ROD O’CONNOR. “Química Analítica Moderna”. ppb. En el equilibrio de precipitación. se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad. para formar una disolución saturada en cierta cantidad de disolvente. RACCIONES DE PRECIPITAICON Cuando dos o más especies solubles se combinan para formar un producto insoluble.4.1.1. TIPO DE REACCIONES QUIMICAS 2. EQUILIBRIO QUIMICO Las reacciones utilizadas en química analítica nunca tienen como resultado la conversión total de reactivos en productos. 2. SOLUBILIDAD La solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia) que se puede disolver en 100 gramos (g). Se dice entonces que está saturada. 2. La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del recipiente). Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. PbCl2 (s) Pb2+ (ac) + 2Cl1-(ac) La constante de equilibrio de esta reacción recibe el nombre de producto de solubilidad Kps viene dado como: 8 . Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado.1. Las expresiones de la constante de equilibrio son ecuaciones algebraicas que describen la relación de la concentración de reactivos y productos en el equilibrio. De disolvente a una temperatura fija. Precipitado: solido insoluble formado cuando se combinan dos reactivos solubles.1. se produce una reacción de precipitación y el producto resultante se lo denomina precipitado. se utiliza la reacción inversa que describe la disolución del precipitado y no la reacción de formación del mismo. más bien avanzan hacia un estado de equilibrio químico en el cual la relación de las concentraciones de reactivos y productos es constante. Producto de solubilidad: constante de equilibrio de una reacción en la que un sólido se disocia en sus iones. 2. de acuerdo con la ecuación: HA (aq) → H+ (aq) + A.1. primero debemos saber que los acidos son donantes de protones y las bases. en condiciones de presión y temperatura constantes.(ac) En química. no participa en la expresión Kps. Cuando un acido y una base reaccionan.2. una base fuerte es aquella que se disocia cuantitativamente en disolución acuosa.(aq) 9 .(ac) Tiene una constante de equilibrio medible. Además fundamentalmente son capaces de aceptar protones H+. los productos son una nueva base y un nuevo acido. Un ácido fuerte es un ácido que se disocia por completo en solución acuosa para ganar electrones (donar protones). es un ácido que se disocia menos del 100 % en una solución de concentración moderada . aceptadores de protones.(aq) Un ácido débil. Para tales ácidos. la mayoría de las bases débiles son compuestos orgánicos BOH (aq) → B+ (aq) + OH.aA bB + cC Obsérvese que el precipitado. la cual en el caso de una solución ideal está dada por Bases débiles: Muy pocas bases débiles se describen por una ecuación análoga a la del ácido débil. la reacción HA (aq) → H+ (aq) + A. Ka . En su lugar. es importante tener en cuenta que el producto de solubilidad solo es válido y aplicable cuando las concentraciones se encuentran en el equilibrio. REACCIONES ACIDO BASE Para realizar el tratamiento del equilibrio acido-base. HA . Una reacción de este tipo viene dada por: BOH (aq) → B+ (aq) + OH. que es un sólido. para una solución ideal es Fuente: SKOOG. Dado que el ácido débil. NaA.En donde ocurre menos del 100 % en soluciones de moderada concentración. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado.10 M de ácido acético. o para precipitar cuantitativamente un ion. para disminuir la solubilidad de una sal se agrega uno de los iones. 232. Editorial Thomson-8va edición Pg. Su constante de equilibrio. usando exceso de agente precipitante. la concentración del otro debe disminuir para que el Kps permanezca constante. a una temperatura determinada. HA. Kb.2. y su sal. tendremos: 10 . Este efecto es el que permite reducir la solubilidad de muchos precipitados. Fundamentos de Química Analítica. tienen en común el ion A–: HA(ac) NaA(ac) + + H2O(l) H2O(l) A–(ac) A–(ac) + + H3O+(ac) Na+(ac) Si analizamos el pH y el grado de disociación de 100 mL de una solución 0. CH3COOH. EFECTO DEL ION COMUN El efecto ion común se basa en el producto de solubilidad (Kps) según el cual.235 2.  Al realizar el balance estequiométrico para el nuevo estado de equilibrio tendremos: INICIO CAMBIO EQUILIBRIO CH3COOH 0.01-X CH3COO----------------X X H+ -------------X X Si a esta solución de CH3COOH le añadimos 0.INICIO CAMBIO EQUILIBRIO CH3COOH 0.15 M.015 moles de acetato de sodio.01-X CH3COO0.01M -X 0.015+X H+ -------------+X X 11 .10 M. de modo que podemos considerar que la concentración inicial de éste sigue siendo 0. por lo que consideraremos que su concentración sigue siendo 0. será muy poco lo que se haya disociado del ácido acético.  De igual manera.  Como vemos. será muy poca la cantidad del ion acetato que se haya podido hidrolizar. el equilibrio de éste se desplaza en el sentido inverso.015 +X 0. determinaremos la nueva concentración de los iones H3O+:  La concentración de los iones acetato en la mezcla será:  Dado que ion CH3COO– es uno de los productos de la disociación del CH3COOH. CH3COONa.01M -X 0. Por ejemplo: NH4+ + H2O NH4OH + H+ Por otro lado. 2. podemos determinar la nueva concentración de iones H3O+: Hemos comprobado que al añadir el ion acetato disminuye la [H3O+]. y por consiguiente. con lo que se producirá un aumento del pH de la solución: CN. K+y Ca+2. para dar el ácido no disociado.3.3. EQUILIBRIO ACIDO BASE REACCIONES DE HIDROLISIS Las reacciones de hidrólisis constituyen equilibrios ácido-base. se unirá al oxhidrilo y la reacción se desplazará más hacia la derecha a medida que más débil sea la base formada.+ H2O HCN + OH- Mientras que aniones tales como Cl-. Así.y ClO4-. se unirá al protón. SO42-. aumenta el pH de la solución. no toman parte de este fenómeno. cuyos ácidos son fuertes.8 x 10–5. y como todo equilibrio se desplazan en sentido de la formación de las sustancias más débiles. si es el anión el que se hidroliza. NO3. los cationes Na+. 2. Como el Ka del ácido acético es 1. Si el ion que se hidroliza es el catión. no sufren hidrólisis ya que sus hidróxidos constituyen bases fuertes. De acuerdo con lo dicho podemos clasificar a las sales en cuatro tipos según estén constituidas por: 12 . el grado de reacción.1. además disminuye el valor de alfa y en consecuencia. Se puede concluir que la hidrólisis de este tipo de sal originará una solución de reacción ALCALINA.+ Fe+3 Los iones Cl.se unirá al protón para formar ácido acético. y que la solución tenga reacción ACIDA. AlAc3 La solución de este tipo de sales puede ser neutra. se disocia en solución en forma prácticamente completa: Na+ + Cl- NaCl Estos iones formarían en presencia de agua: NaOH y HCl. en cambio el Ac. se encuentra disociado según: Na+ + Ac- NaAc Como ya hemos dicho. cianuro de potasio. dependiendo de la fuerza del ácido y de la base: NH4Ac Ac. ácida o básica.+ H2O HAc + OH- Ecuación que evidencia un aumento de la concentración de OH.+ NH413 .  Catión y anión provenientes de base y ácido débil: Ejemplos: NH4Ac.  Catión de base fuerte y anión de ácido débil: Ejemplos: Acetato de sodio.. por ejemplo. Catión de base fuerte y anión de ácido fuerte: El NaCl. El primero de ellos. el Na+ no se hidrolizará.  Catión de base débil y anión de ácido fuerte: Ejemplos: NH4Cl. es decir. en consecuencia la solución es NEUTRA. parcialmente disociado: Ac. Fe3Cl En el caso del FeCl3 la disociación puede representarse: FeCl3 3 Cl.no se hidrolizan. pero los Fe+3 lo hacen según: Fe+3 + 3 H2O Fe(OH)3 + 3 H+ Lo que demuestra un aumento de la concentración de protones. pero éstos están disociados totalmente. que no se produce hidrólisis. el medio será ácido. lo cual se justifica considerando que la frecuencia de choque del acetato y del protón para generar el ácido es menor a medida que aumenta aquella..+ H2O HAc + OHNH4OH + H+ En estos casos de doble hidrólisis. Si multiplicamos y dividimos la expresión anterior por la concentración de protones. El ácido y la base formados poseen la misma fuerza ya que ambos poseen el mismo valor de constante de disociación: Si Ka es mayor que Kb.+ H2O NH4. ya que se hidrolizará más el catión... En el caso de las sales amónicas tiene lugar una disminución del pH. el grado de desplazamiento de ambos equilibrios es el mismo (ya que la Ka del HAc es igual a la Kb del NH4OH) . Si Ka es menor que Kb.  Constante de hidrólisis Los aniones de ácidos fuertes (NO3-. no sufren hidrólisis. prevalecerá la reacción correspondiente al ion que forme el compuesto más débil. es decir. La constante de hidrólisis se puede definir en función de la Kw y la Ka: El grado de hidrólisis se incrementa al hacerlo la dilución. el medio será básico ya que se hidrolizará más el anión. La constante de hidrólisis se puede definir en función de la Kw y la Kb: En el caso de un acido débil ocurre un aumento del pH. o los cationes de bases débiles. En el caso especial del ejemplo anterior.Ac.) no poseen propiedades ácidas o básicas especiales. Este equilibrio puede expresarse: Kh se denomina constante de hidrólisis. Sí sufre hidrólisis los aniones de ácidos débiles. por lo que la solución resultante es neutra. Cl-. Este es el caso del NH4NO2. queda: 14 . o sea que la hidrólisis que experimenta la sal será menor para una temperatura determinada.1 CH3COO . + H2O BASE 1 NO-(ac) BASE 2 + H3O+ ACIDO 2 pH DE SOLUCIONES DE ÁCIDOS DEBILES Y BASES DEBILIS Mientras que los ácidos y las bases fuertes se consideran. cuando están en solución. y la concentración de iones oxidrilos se puede considerar igual a la normalidad de la base. y una base fuerte generara un acido débil. Las cantidades relativas de iones y moléculas dependen de la fuerza del acido o de la base.3. El pH de este tipo de soluciones depende de nivel de disocias que eta dado por Ka para el ácido y Kb para las bases. como si estuviesen en un estado de completa ionización. las soluciones de ácidos y bases débiles contienen no solamente iones positivos y negativos sino también moléculas sin disociar de los ácidos y bases.Cuanto mayor sea Ka menor será Kh. pH DE SOLUCIONES DE ÁCIDOS FUERTES Y BASES FUERTES Para ácidos y bases fuertes.3.2. si las soluciones son diluidas. y mientras más débil es el acido o la base. Tenemos que considerar que un acido fuerte siempre va a generar una base débil.(ac) ------------- H+(ac) ------------------15 . Ejemplo:  Calcular el pH de una solución de Acido acético 0. a esto se le denomina pares conjugados como por ejemplo: HNO3 ACIDO 1 2. mayor es el numero de iones en relación con las moléculas sin disociar.1N INICIO CH3COOH (ac) 0. En otras palabras existe un equilibrio entre iones y moléculas. hay menos iones en la relación a las moléculas que no se disocian.3. 2. mientras más fuertes es el acido o la base. la concentración de iones hidrion se puede considerar igual a la normalidad del acido. tampón o buffer.2 -X 0. contienen ya sea un acido débil y alguna sal del acido.1-X +X X +X X Calcular el pH de una solución de NH3 0.CAMBIO EQUILIBRIO  -X 0. Es posible agregar cantidades considerables de un 16 .4.2M INICIO CAMBIO EQUILIBRIO 2. NaOH (ac) 0. o una base débil y alguna sal de la base.2-X Na + (ac) ------------+X X OH-(ac) ------------------+X X SOLUCIONES TAMPON Las soluciones reguladoras. ]/[ CH3COOH] la cual aparece en la ecuación de la constante de ionización . mas iones hidrion entran a la solución. la concentración de acido acético se aumenta en la misma cantidad que la concentración del ion acetato se disminuye. tal como el HCl. los iones negativos de la sal tienden a adquirir iones hidrion.acido fuerte o una base fuerte a una solución reguladora y tener solo un pequeña en el pH resultante. las moléculas de acido acético reaccionan así: CH3COOH +OH- H2O + CH3COO- Si no se consume todo el acido acético. de a siguiente manera: CH3COO.+ H3O + CH3COOH + H2O Si no se consumen todos los iones acetato. ¿Cómo es que mantiene un pH casi fijo? Si al buffer se agrega una base fuerte. y que por lo general originan pequeñas cambios en el pH. Al mismo tiempo. Si se añade un acido fuerte. produciéndose iones oxidrilos adicionales.+ H2O CH3COO. tal como una solución de NaOH. CH3COOH/NaOH CH3COONa CH3COO. como se acaba de describir. 2. la concentración de ion acetato se aumenta exactamente en la misma cantidad que la concentración de acido acético se disminuye. pH DE UNA SAL PROVENIENTE DE UN ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE En este tipo de solución los iones oxidrilo tienden a adquirir iones hidrion para formar moléculas de agua ligeramente ionizadas. Tales cambios.+ Na + CH3COOH + OH- 17 . Estos iones hidrion reacciones con los iones acetato para formar moléculas de acido acético. son cambios en la relación [CH 3COO. ligeramente ionizado.4.1. los cuales forman el acido débil. Suponiendo que se tiene una solución reguladora que contiene acido acético y acetato de sodio. HCl/NH4OH NH4Cl NH4 + + H2O NH4 + + ClNH4OH + H+ 18 .4. pH DE UNA SAL PROVENIENTE DE UN ÁCIDO FUERTE Y BASE DEBIL En la una solución de la sal de una acido fuerte y una base débil.2.2. los iones positivos de la sal compiten con los iones hidrion del agua por los iones oxidrilo de la solución. + NH4 + CH3COOH + OHNH4OH + H+ Tabla 3.2.4-1 Predicción de reacciones de hidrólisis provenientes de ácidos y bases monopróticos Reactivo proveniente del ácido Ácido Fuerte: Hidrólisis de la sal: Ejemplo: Ácido Fuerte: Reactivo proveniente de la Base Base Fuerte: Base Débil: Hidrólisis de la sal: Ejemplo: Ácido Débil: Base Fuerte: Hidrólisis de la sal: Ejemplo: Ácido Débil: Base Débil: Productos Iones neutros Predicción del pH pH~7 Predominan : pH<7 Predomina: pH>7 Base débil conjugada + ácido débil conjugado pH<7. pH DE UNA SAL PROVENIENTE DE UN ÁCIDO DEBIL Y BASE DEBIL CH3COOH/ NH4OH CH3COONH4 CH3COO. Si: Ka=Kb. analizando su constante de hidrólisis pH>7.4.3. Si: Kb>Ka Ejemplos: 19 . Si: Ka>Kb pH=7.+ H2O NH4 + + H2O CH3COO. Caso pH<7: . donde : Fuente: ROD O’CONNOR. las cuales están sustentadas matemáticamente por la constante de precipitación y principalmente en función del KPS definido en capítulos posteriores. Fe3+. Tabla 21. en la cual se sustentan las precipitaciones de los iones. temperatura. Tomado Parcialmente 3. Aniones Tabla 3. y algunos 20 . pág:370 . los cuales serán mencionadas oportunamente. ANALISIS QUIMICO CUALITATIVO La mayoría de la identificación analítica sistemática se sustenta en la modificación de propiedades fisicoquímicas de las soluciones o muestras analíticas. Mn 3+. condiciones de precipitación. Ba2+.2+ Na+ .1. incluyendo a los amortiguadores o soluciones buffer implicadas en algunos procesos analíticos. Mg2+. sean cationes o aniones para su posterior identificación. en donde se citan a la densidad. se debe indicar las reglas de solubilidad. K+ . coeficientes de actividad química. concentración de las especies químicas en solución y solvente. presión. REGLAS DE SOLUBILIDAD Afirmando todo lo anterior y basándonos en las reacciones de precipitación. K+ .-1 Reglas de solubilidad en agua Cationes Solubles Excepciones ó No solubles Todos Nitratos básicos (Nitrato básico de bismuto) y acetatos básicos (acetato básico de hierro) Todos Casi todos Parcialmente Insolubles y en frío Comportamiento similar y Na+ . donde: Caso pH=7: . NH4 + Generalmente Insolubles Metales alcalinos y Ca2+ Sr2+.2+ . 3. NH4 + Generalmente Insolubles Sulfitos: Metales Alcalinos Generalmente Insolubles Bisulfitos: alcalinoterreos Generalmente solubles . condiciones de alcalinidad o acides.1. volumen de solución.9. Donde: Caso pH>7: . “La Quimica” Ed: HARLA. Cr3+. Volumen 1.CoS.2+. “Manual del Ingeniero Químico”.Zn2+ As2S3.4+ en forma aniónica Al3+. Hg2+ .MnS. K+ . 3-56] Tablas 3-1. “Química Analítica cualitativa”. pág: [3-7. 15th Edition.sulfatos básicos Na+ .. Generalmente Insolubles Ba2+. Ed: Mc Graw Hill.PbS. NH4 + y Hg22+ Generalmente Insolubles Continuación Tabla 3.SnS2 Característica del grupo Cloruros insolubles en HCl diluido Sulfuros insolubles en HCl diluido Al(OH)3. citratos Fuente: VOGUEL A. CLASIFICACION ANALITICA DE LOS CATIONES Grupo I Grupo de la plata Tabla 3.Fe(OH)3 Hidróxidos precipitables por NH4OH en presencia de NH4Cl NiS. Mg2+.1.Cr(OH)3.5+ .ZnS Sulfuros 21 . K+ .2.CuS.Fe3+ Ni2+. 3-2. K+ . vea: PERRY’S. Cu1+.2+ Na+ .60] 3.Cu2+. NH4 + F1Aniones Boratos. 1992.2+. págs: [3. K+ . Mg2+.Bi2S3. LANGE'S. pág: 363-364 *Nota: Una amplificación completamente detallada de los grupos de aniones. Section 3.5+ Sb3+. Sb2S3. Mn 3+. 1999.Co2+.2+ Generalmente solubles Parcialmente Insolubles Oxalatos.CdS. 2da edición.2.2+ .Cd2+. NH4 + Generalmente Insolubles formiatos. Sexta edición.12. Fe3+. Ca2+ Sr2+. tartratos. Ed: Mc Graw Hill.Mn2+.Pb2+.Sn2+. Ba2+. As3+. “Handbook of Chemistry”. Fe3+.-1 Cationes Solubles Excepciones ó No solubles Metales alcalinos Generalmente Insolubles Metales alcalinos y Ca2+ Sr2+.-1 Clasificación Analítica de los Cationes Reactivo de Iones Precipitado grupo Ag+. 3. HgS.Pb2+. cationes. NH4 + . Na+ .Hg22+ HCl diluido II A Grupo del Cobre II B Grupo del Arsénico H2S en presencia de HCl diluido III A Grupo del Hierro NH4OH en presencia de NH4Cl III B Grupo (NH4)2S en Hg2+.Bi3+.Zn2+. Ed: Kapeluz. Cu1+. tanto de especies orgánicas e inorgánicas. Silicatos Cromatos Tiocianatos Tiosulfatos Generalmente Insolubles Na+ . 3. NH4 .BaCO3 Carbonatos precipitables IV Grupo del por (NH4)2CO3 Calcio en presencia de NH4Cl 2+ + + + + Sin reactivo Mg . Ed: Kapeluz.Li Iones que no V Grupo de de grupo precipitan en los Metales los grupos Alcalinos anteriores. CaCO3 . pág: 138 3. 2da edición.del Zinc presencia de NH4OH y NH4Cl precipitables por (NH4)2S en presencia de NH4Cl Continuación Tabla 3.-1 Grupo Característica del grupo Ca2+ Sr2+. Reactivo de grupo (NH4)2CO3 en presencia de NH4OH y NH4Cl Iones Precipitado ANALISIS QUIMICO CUALITATIVO DEL I GRUPO DE CATIONES Tabla 3.Na . Ba2+ .-1 Especies químicas en solución o en fase sólida y medios reactivos para el grupo I Especies químicas en solución o en fase sólida Ag+ Pb2+ Hg22+ PbCl2↓B AgCl↓B Medios reactivos HCl NH3(ac) SO42- CrO42- AgCl↓B PbCl2↓B Hg2Cl2↓B [PbCl3]+ [AgCl2]- Ag(NH3)+ Hg / HgNH2Cl Ag2SO4↓B PbSO4↓B Hg2SO4↓B Ag2CrO44↓r PbCrO4↓a Hg2CrO4↓r 22 . K . Fuente: VOGUEL A.SrCO3 . “Química Analítica cualitativa”..3.2. 3.3.-2-8 Pag138-148 23 . soluble en fundamento soluble en solución concentrada de solubilidad.3.-2-1 EC: 3.3. soluble en agua regia.-5-1 EC: 3. agua caliente cloruros alcalinos Paso 3 EC: 3.3.3.3.-2-3 Reacciones de Exceso de medio precipitante: EC: 3.3.3.3.-5-2 Para el Cloruro mercurioso: Con Hidróxido de amonio ver EC: 3.-2-6 EC: 3.-2-2 EC: 3.-2-4 EC: 3. con Hg2Cl2↓ Blanco Paso 1 hidróxido de amonio se produce la reacción de autooxidación.-2-5 Reacciones de Solubilidad de precipitados: Para el Cloruro de plata: EC: 3. Forma el cloruro de plomo en Paso 1 y PbCl2↓ Blanco y frio y precipita.-2-7 Con Hidróxido de amonio ver EC: 3.-2 Reacciones y características en la adición del Acido Clorhídrico y exceso del mismo y solubilidad del Precipitado Adición de Acido Clorhídrico Cationes Excesos de reactivo Ag+ Formación de Poli cloruros solubles [AgCl2]+ Hg22+ Formación de Poli cloruros Pb2+ solubles [PbCl3]+ Reacciones de Precipitación: Características Formación de precipitados Pasos en la marcha analítica Para el precipitado es insoluble e agua y ácidos . pero en solución diluida de hidróxido de AgCl↓ Blanco Paso 1 amonio. cianuro de potasio y tiosulfato sódico es soluble Para el precipitado es insoluble e agua y ácidos diluidos fríos.Tabla 3.3. Tabla 3.3.-3 Reacciones y características del plomo en la adición del Acido sulfúrico y exceso del mismo Adición de Acido Sulfúrico Excesos de Cationes reactivo Precipitado Insoluble en Pb2+ exceso de reactivo Reacciones de Precipitación: Características Forma el sulfato de plomo en frio y precipita, soluble en solución concentrada de acetato de amonio Formación de precipitados Pasos en la marcha analítica PbSO4↓ Blanco Paso 4 EC: 3.3.-3-1 Reacciones de Solubilidad de precipitados: EC: 3.3.-3-2 Tabla 3.3.-4 Reacciones y características en la adición de la solución de cromato de potasio y exceso del mismo Adición de la solución de cromato de potasio Cationes Excesos de reactivo Características Precipitado Insoluble en exceso de reactivo Para el precipitado es insoluble e en ácido acético, soluble en ácido nítrico e hidróxido de amonio Precipita en frío, es pardo y amorfo, a ebullición se transforma en rojo Forma el cromato de plomo y precipita, insoluble en ácido acético y solución de amoniaco soluble en hidróxidos alcalinos y ácido nítrico Ag+ Hg22+ 2+ Pb Formación de precipitados Pasos en la marcha analítica Ag2CrO4↓ rojo Hg2CrO4↓ PbCrO4↓ Amarillo Paso 4 y confirmación de plomo Reacciones de Precipitación: EC: 3.3.-4-1 EC: 3.3.-4-2 EC: 3.3.-4-3 24 Tabla 3.3.-5 Reacciones y características en la adición de la solución de hidróxido de amonio y Adición de la solución de hidróxido de amonio Cationes o Características Sólidos Ag+ o AgCl↓ Hg22+ o Hg2Cl2↓ Formación de precipitados No con Forma un complejo soluble, que en presencia de solución ácido nítrico y cloruros en solución forman el hidróxido precipitado de cloruro de plata. amonio Pasos en la marcha analítica la de Paso 5 y paso de 6 Hg(l) negro y Paso 5 Precipita al mercurio como un complejo amínico y HgNH4Cl↓ Identificación mercurio metálico blanco de mercurio Reacciones de Precipitación: EC: 3.3.-5-1 EC: 3.3.-5-2 EC: 3.3.-5-3 Para precipitar a la plata en presencia de cloruros y medio ácido ver EC: 3.3.-2-1 25 Gráfico 3.3-1 Marcha analítica del grupo I FUENTE: RAY BRUMBLAY, “Análisis cualitativo”, Primera edición, pág: 62 26 3.4. ANALISIS QUIMICO CUALITATIVO DEL II GRUPO DE CATIONES Tabla 3.4-1 Adición de Iones Sulfuro Adición iones Sulfuro Cationes Hg2+ Pb2+ Grupo 2 A Bi3+ Cu2+ Cd2+ Grupo 2 B As3+, As5+ / AsO43 - Características Forma precipitado, insoluble en agua, en ácido nítrico diluido, caliente, en hidróxidos alcalinos y de sulfuro de amonio. Soluble en agua regia o ácido clorhídrico concentrado y un poco de clorato de potasio Forma precipitado, insoluble en soluciones de sulfuros alcalinos, soluble en ácido nítrico diluido caliente, con peróxido de hidrógeno se oxida a sulfato Forma precipitado, insoluble en ácidos diluidos en frio y solución de sulfuro de amonio, soluble en ácido nítrico diluído caliente y ácido clorhídrico concentrado a ebullición Forma precipitado, en medio neutro o ácido. El precipitado es soluble en ácido nítrico diluído y caliente, y solución de cianuro de potasio, es insoluble del ácido sulfúrico diluido a ebullición. Forma precipitado de sulfuro de cadmio, en solución acidificada. Es soluble en ácido nítrico y sulfúrico, diluidos y calientes, insoluble en solución de cianuro de potasio. Forma precipitados mezcla de pentasulfuro, trisulfuro; en función del pH y la Temperatura. El precipitado, As2S3 , es insoluble en el ácido clorhídrico 6N, soluble en HCl concentrado a ebullición, y en ácido nítrico concentrado, en amoníaco, hidróxidos alcalinos, carbonato de amonio y sulfuros y poli sulfuros alcalinos y agua oxigenada. El precipitado As2S5, insoluble en HCl concentrado y es soluble en medios alcalinos, oxidantes y alcalinooxidantes, ácido nítrico fumarante y clorato de potasio en medio ácido. Formación de precipitados Pasos en la marcha analítica HgS↓ negro Paso 5 PbS↓ negro Paso 5 Bi2S3 ↓ pardo Paso 5 CuS↓ pardo Paso 5 CdS↓ amarillo Paso 5 a) Con HCl concentrado en frio, precipita el As2S5 ↓ amarillo b) en Paso 5 caliente y fuertemente ácida, precipita como As2S5 y As2S3 27 El Sb2S5 es análogo al Sb2S3 en cuanto a solubilidad.-4-10 Reacciones de Solubilidad de precipitados: Para el Sulfuro mercúrico: EC: 3. soluble en ácidos minerales de concentración media. el cual es soluble en HCl concentrado.3. es propiedades Paso 5 Sb5+ soluble en HCl concentrado o en hidróxidos alcalinos.-4-3 EC: 3.3.-4-5 Reacciones de Precipitación 3B: Para el As5+ como anión: EC: 3. Se forma un precipitado.-4-16 EC: 3. poco soluble en amoníaco.3.-4-19 28 .3.-4-13 EC: 3. insoluble en carbonato de amonio Reacciones de Precipitación 3A: EC: 3.3. o similares Sb2S5 también en sulfuros y polisulfuros alcalinos.3. Sb2S3.Continuación Tabla 3.3.3.-4-9 4+ Para el Sn : EC: 3. Sn4+ SnS2 ↓ amarillo Paso 5 poco soluble en amoniaco .3. hidróxidos.-4-14 EC: 3.3.-4-15 EC: 3.3.3. sulfuros o polisulfuros alcalinos.-4-6 EC: 3.3.-4-8 3+ Para el Sb : EC: 3.3.-4-1 EC: 3.3. insoluble en Sb2S3 con Sb3+/ carbonato de amonio.-4-17 Para el precipitado de Antimonio: EC: 3.3.-4-18 Para el precipitado de Estaño: EC: 3.-4-7 EC: 3.3.-4-2 EC: 3.3.-4-12 Para el trisulfuro y pentasulfuro de arsénico: EC: 3.3.-4-11 Para el Sulfuro cúprico: EC: 3.4-1 Cationes Características Formación de precipitados Pasos en la marcha analítica Grupo 2 B Precipitado de color naranja o negro.-4-4 EC: 3. 4. en solución hacen posible precipitar como Sulfuros y el exceso de ion sulfuro.4. SnS2 Reacciones de Solubilidad de precipitados: Pasos en la marcha analítica Paso 7 Paso 7 Paso 7 EC: 3.-3-5 29 .4.-3-2 EC: 3.-3-3 Reacciones con HCl: EC: 3.4.-2-3 Tabla 3.4.-2-1 EC: 3.4.4-3 Adición de ácido clorhídrico Adición de ácido clorhídrico Pasos en la marcha analítica Iones Características AsS2- Al adicionar HCl aumenta la concentración H+ y los iones S2. disolviéndolos como sigue la reacción descrita.4. se libera al estado gaseoso en los productos.4-2 Adición de sulfuro de amonio para separar el grupo 2A del 2B Adición de la solución de sulfuro de amonio Sólidos Características As2S3 En sulfuros y polisulfuros alcalinos como el sulfuro de amonio separa Sb2S3 a los sulfuros del grupo 2A del 2B.En precencia de sulfuros o polisulfuros alcalinos para el As..Sb ver Tabla 3.4.-3-4 EC: 3.-3-1 EC: 3. SbS2- SnS32Sb2S3 Ambos forman cloruros complejos SnS2 Reacciones de precipitación: EC: 3.Sn.4-2 Tabla 3.-2-2 EC: 3. Adicionando acido acético y se añade el ion hexacianoferrato II. blanco As2S3 Separa al HgS del As2S3 Reacciones de precipitación: EC: 3.la 2da se adiciona ditionato de sodio.4.4-5 Reacciones de identificación Reacciones de identificación Iones/ Precipitados HgS Pb2+ Bi(OH)3 Cu(NH3)42+ Cd(NH3)42+ Características Pasos en la marcha analítica Añadiendo el agua regia para solubilizar el sulfuro de mercurio y se añade el cloruro estannoso el cual reduce y precipita el cloruro mercurioso o al mercurio metálico Se añade H2SO4 precipitando al plomo como sulfato separando al Cu2+ /Cd2+ /Bi3+ . Precipitado blanco.-4-3 Reacciones de Solubilidad de precipitados: EC: 3. soluble en exceso de reactivo con Cd(OH)2↓ Cd2+ formación de la sal compleja.-4-5 EC: 3. 30 . dando un precipitado rojizo Se realizan 3 pruebas: 1ra se adiciona sulfuro de amonio si no hay Cu2+ según EC: 3.4. se añade solución de acetato de amonio al precipitado de PbSO4 para identificarlo mediante el cromato de potasio Se adicionan iones estannito en medio fuertemente básico para producir el Bi metálico de color negro. insoluble en exceso de reactivo.4.-4-1 EC: 3. soluble Cu(OH)2↓ 2+ Cu en exceso de reactivo con formación de una solución celeste azul intensa que contiene a la sal compleja.4.4. Bi(OH) 3↓ Bi3+ separa al Cu2+ /Cd2+ del Bi(OH)3 blanco Precipitado de color celeste.-4-5. se separa el precipitado y se adiciona sulfuro de amonio.-4-4 EC: 3.3.4-4 Adición de hidróxido de amonio Adición de hidróxido de amonio Formación Pasos en la de marcha precipitados analítica Precipitado blanco. de una sal básica.Tabla 3.-4-2 EC: 3. la 3ra prueba se adiciona cianuro en medio básico y se precipita al Cd2+ en forma de sulfuro con sulfuro de amonio.-4-6 Iones Características Tabla 3.4. 3.-4-3 Identificación del bismuto: EC: 3.4.Continuación Tabla 3.-5-9 EC: 3.-5-10 Ver: EC: 3.-5-6 EC: 3.4.-5-8 Para precipitar Cd ver : EC: 3.4.-5-1.4.-4-5 Identificación del estaño: EC: 3.-5-2 Identificación del plomo: Ver: EC: 3.-4-11 EC: 3.-3-1.4.4.-5-3 EC: 3.-5-5 EC: 3.-5-7 EC: 3.-5-4 Identificación del cadmio: EC: 3.3.3.-5-1 EC: 3.4.EC: 3.EC: 3.-5-2 Identificación del cobre: EC: 3.-5-2 SnCl62- 31 . EC: 3.4.4.4.4. Identificación de mercurio: Para HgS ver: EC: 3.3.4.3.-3-2.4.4-5 Reacciones de identificación Iones Características Pasos en la marcha analítica SbCl62Se Adiciona una fuente de hierro metálico para separar al Sn del Sb y luego identificarlo con cloruro de mercurioso. 4-1 Marcha analítica del grupo II y Separación del IIA del IIB FUENTE: RAY BRUMBLAY. “Análisis cualitativo”.Gráfico 3. pág: 72 32 . Primera edición. 4-2 Marcha analítica del grupo II B FUENTE: RAY BRUMBLAY. “Análisis cualitativo”. Primera edición. pág: 73-74 33 .Gráfico 3. 34 1. insoluble en exceso de Fe3+ Fe(OH)3 precipitante. insoluble en ácido clorhídrico.5. Forma precipitado rosado. soluble en ácidos Pasos en la marcha analítica Paso 1. poco soluble en exceso de Cr(OH) 3↓ Cr3+ precipitante. insoluble en exceso de Mn2+ MnS precipitante. Paso 3 Paso Paso 3 1. insoluble en exceso de Co2+ CoS↓ negro precipitante.3. insoluble en 2+ Zn exceso de precipitante. soluble en ácidos. Paso 3 Paso 1.5-1 Adición de NH3/NH4Cl/ (NH4)2S y características de solubilidad Adición NH3/NH4Cl/ (NH4)2S y características de solubilidad Formación Cationes Características de precipitados Forma precipitado blanco. soluble en ácidos minerales Forma precipitado negro. soluble en ácidos Forma precipitado pardo rojizo. 1. soluble en agua regia y ácido nítrico. escasamente soluble en exceso de 2+ Ni precipitante. Blanco Forma precipitado verdoso. Paso Paso 3 Paso Paso 3 Paso Paso 3 1. Verde Forma precipitado blanco en medio básico. ANALISIS QUIMICO CUALITATIVO DEL III GRUPO DE CATIONES Tabla 3. soluble en agua NiS↓ negro regia y ácido nítrico. y en soluciones de ZnS hidróxidos alcalinos. ácido acético. . Paso Paso 3 1. Forma precipitado negro. poco soluble en exceso de Al(OH)3↓ Al3+ precipitante. 5.-2-3 EC: 3.5.5.5-2 Adición de NaOH y H2O2 Adición de NaOH y H2O2 Cationes Características Al3+ Cr3+ Se forman hidróxidos anfotéricos los cuales se solubilizan con exceso de precipitante.5.-1-10 EC: 3.Reacciones de Precipitación: EC: 3.-1-16 Tabla 3. y se lleva a cabo la Mn2+ oxidación del Co2+ a Co3+ Fe3+ Reacciones de Precipitación: Formación de precipitados Pasos en la marcha analítica Al(OH)3↓ Blanco Cr(OH)3↓ Verde Zn(OH)2↓ Ni(OH)2↓ Co(OH)3↓ Mn(OH)2↓ Fe(OH)3↓ EC: 3.5.-2-1 EC: 3.5.-2-2 EC: 3.5.-1-13 EC: 3.5.-1-8 EC: 3.-2-5 35 .5.-1-3 EC: 3. además se lleva a oxidación el Cr3+ a Cr6+ Zn2+ Ni2+ Se forman hidróxidos no anfotéricos.-1-1 EC: 3.5.-2-4 EC: 3.-1-6 EC: 3. insoluble Co2+ en exceso de reactivo.-1-11 EC: 3.-1-9 EC: 3.5.-1-15 EC: 3.5.5.5-2 Solubilidad de Precipitados: EC: 3.5.-1-12 EC: 3.-1-4 EC: 3.-1-7 Reacciones de Exceso de medio precipitante en medio básico o fuertemente básico: Ver tabla 3.-1-14 EC: 3.5.5.-1-2 EC: 3.-1-5 EC: 3.5.5.5.5.5. -2-7 Reacciones anfotéricas: EC: 3.EC: 3.5.-2-11 EC: 3.5.-2-8 EC: 3.5.-2-9 EC: 3.-2-10 Reacciones redox : EC: 3.-2-12 36 .5.5.5.-2-6 EC: 3.5. 5. fácilmente soluble en exceso de precipitante formando complejo amoniacal Fe3+ Ni2+ Co2+ Pasos en la marcha analítica 37 .5-4 Adición de NH3 Adición de NH3 Iones/Sólidos Características Al3+ Precipitan como hidróxidos.-3-1 EC: 3. soluble en exceso de precipitante formando complejo amoniacal Precipitado azul. se disuelven los hidróxidos dejando en libertad a los cationes Se lo oxida a Cr6+.-3-3 EC: 3.-3-2 EC: 3.-1-16 Reacción con H2O2: (2Co3+) + 2H2O2 = (3Co2+) + 2H2O + O2 Mn(OH)2 + 2H2O2 + 2H+ = Mn2+ + O2 + 4H2O EC: 3. como consecuencia de añadir solamente el ácido nítrico CrO42- Ni(OH)2 Se disuelven los hidróxidos.5.-3-6 EC: 3. y al Fe3+ del Co2+ y el Ni2+ permitiendo la separación y pasos posteriores a la identificación.5-1 Se forma un precipitado verdoso.5.5-2 y 3. pero el peróxido reduce Co3+/Co2+ y Fe(OH)3 el Mn4+/Mn2+ Co(OH)3 Mn(OH)2 Reacción con NO3H : EC: 3.5.-3-5 Para el Fe(OH)3 ver: EC: 3.5.-3-4 EC: 3.5.Tabla 3.5. El Al3+ se separa del Zn2+ y del CrO42-.-3-7 Tabla 3. Sus reacciones son similares a las descritas en las tablas 3.5-3 Adición de NO3H o NO3H y H2O2 Adición de NO3H o NO3H y H2O2 Pasos en la marcha analítica Iones/Sólidos Características [Al(OH)4][Zn(OH)4]2- Al agregar ácido nítrico.5. por adición del clorato separando del Ni2+.-4-5 EC: 3. oxidándolo hasta el estado de Mn7+ dando coloración purpura.5.-4-2 EC: 3.5. Se añade acetato de potasio y ácido acético y se agrega dimetilglioxima. el cual forma precipitado rojo con el Níquel.5. aluminón en medio amoniacal.5. dando la coloración roja.5.5.-1-7 EC: 3. Se identifica al Fe3+ .5. mediante la adición tiocianato de potasio. adición de tiocianato donde se puede observar la coloración con mayor facilidad en alcohol y precipitación compleja por nitrito. donde se adiciona el borato de sodio.5-5 Reacciones de Identificación Reacciones de identificación Iones/ Precipitados 2+ Mn /MnO2/ Fe(OH)3/ Fe3+ [Co(NH3)6 ]2+ [Ni(NH3)6 ]2+ Al3+ Características Pasos en la marcha analítica Se forma el MnO2.-1-1.-4-3 EC: 3.5-4 Iones/Sólidos Características Pasos en la marcha analítica Se forma un precipitado blanco.-4-1 EC: 3.-4-4 EC: 3. para el cobalto se realizan pruebas como la de perla de bórax.-4-6 Zn2+ Tabla 3. EC: 3. el cual es rojo al combinarse con el hierro.5.Continuación Tabla 3. soluble en exceso de precipitante formando complejo amoniacal. 38 . Despues de dislolver al hidróxido sea en la forma de precipitado o compleja se realiza una adsorción de un colorante orgánico. Reacciones con NH4OH: Para el Al3+ y Fe3+ ver ec: EC: 3. Fe3+. previamente se debe eliminar al Cr3+. luego se acidifica y se reduce a Mn2+ .Co2+. y además se convierte a ión dicromato.-5-16 39 .5.-5-2 2+ + 3+ 2Mn + 5BiO3 + 14H = 2MnO4 + 5Bi + 7H2O EC: 3.-5-8 EC: 3.-5-10 Reacciones del níquel: [Ni(NH3)6 ]2+ + 6HC2H3O2 = Ni2+ + 6NH4+ + 6C2H3O2- EC: 3.5.-5-12 Reacciones para el aluminio: Para dislover el hidróxido ver: EC: 3.= MnO2 + 2ClO2 EC: 3.-5-4 Reacciones del cobalto: [Co(NH3)6 ]2+ + 6HC2H3O2 = Co 2+ + 6NH4+ + 6C2H3O2- EC: 3.5.Continuación Tabla 3.5.5.5-5 Reacciones de identificación Iones/ Precipitados Características Pasos en la marcha analítica CrO42- Se adiciona el ácido acético para separar al tetraminzinc del grupo amino.= K2Zn3[Fe(CN)6]2 EC: 3. se añade hexacianoferrato (II) tetra potásico en medio ácido precipitando un complejo blanco de zinc: Reacciones del manganeso: Mn2+ + 2ClO3.5.+ Ba2+ = BaCrO4 amarillo Reacciones para el zinc: Zn(NH3)42+ + 4H+ = Zn2+ + 4NH4+ 3Zn2+ + 2K+ + 2[Fe(CN)6]4.5.5.5.5.-5-9 EC: 3.5. mientras que los iones cromato reaccionan con un poco de cloruro de 2+ bario para precipitar al cromato de bario.-5-14 EC: 3.-1-16 EC: 3.= Al(OH)3 (blanco + aluminón.-5-15 EC: 3.-5-5 CoO + Na2B4O7 = Co(BO2)2 + 2NaBO2 Fe3+ + 6F.-5-1 MnO2 + H2O2 + 2H+ = Mn2++ O2 + 2H2O EC: 3.5. coloración roja) Reacciones para el cromo: Trasformación de dicromato ver: EC: 3.-5-13 EC: 3.-5-7 EC: 3.5.-5-3 Reacciones del hierro: Para dislover el FeOH3Ver ec: EC: 3.-5-6 EC: 3.5.-3-3 CrO42.5.5.-3-1 Al3+ +3OH.5. mientras que en la [Zn(NH3)4 ] solución el Zn2+ .5.-5-11 EC: 3.= FeF6- EC: 3.5. 40 .5-1 Marcha analítica resumida del grupo III FUENTE: Universidad Central del Ecuador. Laboratorio de Análisis Químico.Gráfico 3. Primera edición. Marcha parcialmente modificada de RAY BRUMBLAY. pág: 100-101 para la práctica del día 01/05/2012 por el ayudante HURTADO W. “Análisis cualitativo”. Gráfico 3. “Análisis cualitativo”.5-1 Marcha analítica del grupo III FUENTE: RAY BRUMBLAY. pág: 100-101 41 . Primera edición. 6. Sr2+ Se forma un precipitado blanco.6.6. ANALISIS QUIMICO CUALITATIVO DEL IV Y V GRUPO DE CATIONES Tabla 3.Na+ . NH4 + .6.-2-1 2+ (Metal)CO3 + 2 CH3COOH = (Metal) + H2O + CO2 + 2CH3COO EC: 3.6.-1-3 Tabla 3. SrCO3 Reacciones de precipitación: EC: 3.6.6.6-1 Adición (NH4)2CO3 en presencia de NH4OH y NH4Cl Adición de (NH4)2CO3 en presencia de NH4OH y NH4Cl: Separa los cationes Ca2+ / Ba2+ / Sr2+ de los cationes monovalentes: Mg2+.3.Li+ Pasos en la Formación de Cationes Características marcha precipitados analítica Se forma un precipitado blanco. el cual separa los cationes del grupo BaCO3 carbonato SrCO3 Solubilidad de precipitados: (Metal)CO3 + 2H+ = (Metal)2+ + H2O + CO2 EC: 3.-1-2 EC: 3.6. K+ .-2-3 EC: 3.-2-4 42 .-1-1 EC: 3.6.-2 Adición del ácido acético Adición de CH3COOH o ácidos fuertes Precipitados Características Pasos en la marcha analítica CaCO3 Se añade ácido acético.-2-2 EC: 3. soluble en agua con Ca2+ CaCO3 exceso de CO2 Se precipita por el ión carbonato soluble en ácido Ba2+ BaCO3 acético y ácidos minerales. separando el Ba2+ como cromato del Sr2+ / Ca 2+ Se añade carbonato de amonio y se precipitan.-3-2 Para el estroncio: Para precipitar y solubilizar ver ec: EC: 3.= Sr(NO3)2 EC: 3.Na+ . soluble en ácido sulfúrico concentrado a BaSO4 ebullición.6-4 Adición (NH4)2SO4 y (NH4)2C2O4 Adición (NH4)2SO4 y (NH4)2C2O4 Es otra forma que separa los cationes Ca2+ / Ba2+ / Sr2+ de Mg2+.6. insoluble en agua y en ácido Ca2+ CaC2O4 acético soluble en ácidos minerales. Se forma un precipitado blanco. Ca2+ Ca(C2O4) donde se adiciona el ácido nítrico separando al Ca2+ 2+ del Sr por solubilidad de precipitados. el cual precipita como Cromato 2+ Ba de bario rojo .-2-3 Ca2+ + C2O42.6.-1-4 43 .-2-1 Sr2+ + 2NO3.6. es insoluble en ácido acético. Reacciones de Identificación: Para el Bario: CrO42.-3-4 Tabla 3.-1-2.+ Ba2+ = BaCrO4 EC: 3. Reacciones de precipitación: EC: 3.6.= Ca(C2O4) EC: 3. NH4 + . Se precipita por el ión sulfato y casi insoluble en ácidos diluidos y Ba2+ sulfato de amonio.6.6.-1-2 EC: 3.6. BaCrO4 rojo diferencia con el Cromato de estroncio .-1-1.Tabla 3. si se lo pone a ebullición.6.-3-1 Para el Calcio: Para precipitar y solubilizar ver ec: EC: 3.6.6-3 Reacciones de Identificación Reacciones de Identificación Cationes Características Formación de precipitados Pasos en la marcha analítica Se añade cromato de potasio conjuntamente con el acetato de amonio.-1-1 EC: 3.-1-3 Solubilidad de precipitados: EC: 3.6. e 2+ identificando al Sr2+ como sulfato y al Ca2+ como Sr SrSO4 oxalato.6. K+ .-3-3 Sr2+ + SO4.6.= SrSO4 EC: 3. este se Sr2+ SrSO4 forma más rápido que el de bario.Li+ Formación de Cationes Características precipitados Se forma un precipitado blanco. EC: 3. EC: 3. 6-3 Reacciones de Identificación Reacciones de Identificación Cationes Características Pasos en la marcha analítica Se usa el fosfato ácido de sodio en presencia del cloruro de amonio para precipitar al magnesio. la adición de alcohol facilita la precipitación y también se puede utilizar el cacetato de magnesio y uranilo . se utiliza acetato de Na+ uranilo y zinc. También se da la opción del cobaltinitrito Reacciones de identificación: Mg2+ 44 . + K Se forma un precipitado amarilo de cobaltinitrito de potasio. donde se desprenden vapores NH4 + de amoniaco y se lo identifica mediante un cambio en el pH de una solución acuosa. El NaOH convierte al ion amonio en amoniaco. Prueba de precipitación del sodio no es confiable.Tabla 3. insoluble a temperatura cercana a la de ebullición. Gráfico 3.6-1 Marcha analítica del grupo IV y V FUENTE: RAY BRUMBLAY. Primera edición. pág: 124-134 45 . “Análisis cualitativo”. 46 . análisis cuantitativo es la determinación de la abundancia absoluta o relativa (muchas veces expresada como concentración) de una. El análisis cuantitativo se lo puede evidenciar por medio de dos señales o indicadores los cuales pueden ser masa o volumen y en algunos casos los dos Existen varios métodos analíticos que se basan en medida de masa. y se convierte en un compuesto de composición conocida que se puede pesar. iones o combinaciones químicas que forman parte de las sustancias y materiales examinados.gravimetría.4. el analito se separa de otros componentes de una muestra y se convierte en un gas de composición química conocida. varias o todas las sustancias químicas presentes en una muestra. El peso de este gas se usa como una medida de la concentración del analito. puesto que éstas se determinan no sólo por la composición de la sustancia analizada. el analito se separa al depositarse en un electrodo mediante una corriente eléctrica. Los resultados del análisis cualitativo no permiten juzgar de las propiedades de los materiales estudiados. La tarea del análisis cuantitativo es determinar la composición cuantitativa de elementos. En el electro. Mediante el análisis cualitativo los elementos que componen la sustancia estudiada. La masa de este producto proporciona una medida de la concentración del analito. sino también por la relación cuantitativa de los constituyentes. el analito se separa de la disolución de la muestra como un precipitado. En la gravimetría por precipitación. la cuantificación o medida de su abundancia absoluta o relativa puede ayudar en la determinación de sus propiedades específicas. La química analítica se divide en dos partes: análisis cualitativo y análisis cuantitativo. Una vez que se conoce la presencia de cierta sustancia en una muestra. En la gravimetría por volatilización. ANALISIS CUANTITATIVO En química.  Preferir volúmenes grandes de disolución con baja concentración de analito y de precipitante. constituidos por pocas partículas (iones. Evita la sobresaturación local. La coprecipitación resulta en compuestos que habitualmente son solubles.  Crecimiento: A los núcleos previamente formados se agregan nuevas partículas. de la muestra pesada debe ser eliminados los otros componentes que en el proceso de análisis se comportan igual al componente a determinarse. Muy puro.1. Medidas para favorecer el crecimiento de las partículas en un precipitado:  Elevar la temperatura. los iones intercambiados tienen la misma carga y no difieren en más 5% en su tamaño como por ejemplo el BaSO4 (contaminado con PbSO4).  Agregar el precipitante lentamente y bajo agitación. 4. átomos o moléculas) de la especie precipitada. resultan arrastrados en la formación de un precipitado pueden ser:  Oclusión: Iones extraños que quedan atrapados en el interior del cristal para evitar la oclusión se debe disminuir la velocidad de formación del precipitado o disolver el precipitado (se abren los huecos y salen los iones extraños)  Adsorción en la superficie: Adsorción de especies solubles por arrastre sobre la superficie del coloide como por ejemplo AgCl coagulado esta contaminado por Ag+ y NO3 como una posible solución se disuelve el precipitado una vez filtrado y a continuación reprecipitarlo  Formación de cristales mixtos: Uno de los iones de la red cristalina del sólido se reemplaza por otro ión. Favorece termodinámicamente la solubilidad. la solución es usar otro reactivo precipitante que no contenga ese ión 47 . Fácilmente filtrable. GRAVIMETRIA POR PRECIPITACION Se separa al analito de interés de la muestra mediante la formación de un precipitado insoluble. Composición conocida y constante. En caso contrario deben tenerse las precauciones las precauciones que impidan la separación de ciertos compuestos acompañantes junto con el analito.REGLA GENERAL PARA TODO ANALISIS CUANTITATIVO Antes de proceder a la determinación de un componente o sustancia problema. Etapas del proceso de formación del precipitado:  Nucleación: Se forman pequeños núcleos de precipitado. el cual tiene algunos requerimientos en la reacción de precipitación para el análisis. El precipitado debe ser:     Muy insoluble. Los carbonatos son descompuestos fácilmente por los ácidos. existen absorbentes sólidos que 48 . La evaluación de la exactitud de un número o resultado: Signos decimal: todas las cifras del número dispuestas a la derecha de la coma que separa la parte fraccionaria del número. En una de ellas. la sustancia volátil se recoge y se pesa. El peso de agua desprendida de la muestra es igual al aumento del peso experimentado por el absorbente. Como en el caso del agua. GRAVIMETRIA POR VOLATILIZACION Los métodos gravimétricos basados en la volatilización de un compuesto que contenga el elemento a determinar se dividen en dos categorías. 4. Deben preferirse en principio. de los métodos indirectos. los cuales proveen resultados numéricos. el agua desprendida se absorbe a continuación en alguno de los varios desecantes de sólidos existentes. la constituida por los métodos llamados directos. el dióxido de carbono desprendido se separa de la solución por destilación. Cifras significativas: son todas las cifras del número menos los ceros dispuestos a la izquierda y ceros dispuestos a la derecha que substituyen cifras desconocidas. la determinación se basa en la pérdida de peso sufrida por la sustancia inicial. REGLA DE REALIZACION DE LOS CALCULOS Para obtener resultados exactos del análisis.2. Quizá los dos ejemplos más comunes de métodos de la primera clase sean los de determinación de agua y carbonatos. es importante no solo efectuar correctamente la determinación y realizar con precaución las mediciones sino también hacer correctamente los cálculos. Todos los ceros en la parte inferior son cifras significativas. pues son mucha más específica y de menos incertidumbre. en la otra.La coprecipitación suele ser una fuente de impurezas en el precipitado pesable y por tanto una fuente de error en el resultado. El agua se puede separarse de la mayoría de los compuestos inorgánicos por calentamiento. los métodos de la primera clase. mediante este método se puede cuantificar [H+][OH-] que son iones que forman acidez o basicidad. mediante una valoración por retroceso. En este método el agente valorante es un oxidante si el analito es un compuesto reductor. En este método el agente valorante es un acido o una base de concentración conocida además que se utiliza un indicador del punto final de la valoración. en muchos casos esta hipótesis no está justificada. En las valoraciones volumétricas se determina el volumen de una disolución de concentración conocida. En este caso. Características de una reacción volumétrica     Completa Rápida Estequiométrica Procedimiento fácil Clasificación de los métodos volumétricos  Neutralización: se produce por una reacción de neutralización la cual se lleva a cabo al combinar un acido con un base en general producen un hidróxido formando agua y sal. y después determinar el exceso. El punto de equivalencia de una valoración se alcanza cuando la cantidad de valorante añadido es químicamente equivalente a la cantidad de analito que hay en la muestra. Desgraciadamente. Se admite entonces que toda la pérdida de peso es atribuible a la volatilización de la humedad que contenía la muestra. Una disolución estándar de reactivo (o valorante estándar) es una disolución de reactivo de concentración conocida. Una valoración se hace añadiendo lentamente una disolución estándar de reactivo desde una bureta a una disolución de analito. El aumento de peso de estos absorbentes da directamente el peso del dióxido de carbono desprendido de la muestra. provocando un cambio en sus estados de oxidación. el punto de equivalencia es tal.  Oxido-reducción: se lleva a cabo por medio de reacciones redox en las cuales uno o más pares de electrones se transfieren entre los reactivos. hasta que la reacción entre los dos sea completa. a una variación de peso. que se necesita para reaccionar. El agua se determina también frecuentemente por un método indirecto que consiste en someter la muestra que contiene agua a calentamiento. que se usa para realizar un análisis volumétrico. el 49 . y volver a pesarla posteriormente. independientemente de la presencia de agua de ellos.fijan el dióxido de carbono presente en un corriente de gas. de forma prácticamente completa con el analito. pues el calentamiento de muchos compuestos da lugar a la descomposición de los mismos y. en consecuencia. 5. que la cantidad gastada de valorante equivale a la cantidad de analito más la cantidad de retrovalorante. con un segundo valorante estándar. o el agente valorante es un reductor si el analito es un compuesto oxidante. A veces es necesario añadir un exceso de valorante estándar. METODOS VOLUMENTRICOS DE ANALISIS Los métodos de valoración son métodos analíticos en los que la cantidad de analito se determina a partir de la cantidad de reactivo estándar que se necesita para reaccionar completamente con el analito. Que sea estable a la temperatura de secado 100-120 C Que reaccione completamente con el analito y que presente una estequiometria definida con este. 50 . muchas veces ayudado por un indicador. Sólo podemos estimarlo observando algún cambio físico.indicador son sustancias que por lo general hacen parte de las mismas sustancias pero cambian de coloración en el transcurso de la reacción. a fin de que sean mínimos los errores de pesada. Fácil de adquirir y coste moderado. que sirve como material de referencia en todos los métodos volumétricos. que acompañe a la condición de equivalencia. Reaccionar rápidamente con el analito. Patrones primarios Un patrón o estándar primario es un compuesto de elevada pureza. error visual. Disoluciones patrón o estándar (agente valorante) Propiedades deseables de las disoluciones estándar       Ser suficientemente estable de forma que sólo se necesite determinar una vez su concentración. generalmente un catión. La diferencia entre el punto de equivalencia y el punto final se denomina error de valoración (error químico. error del indicador). Que tenga un peso molecular elevado. de tal manera que su composición no varíe con los cambios de humedad relativa. Estabilidad al aire. con objeto de obtener puntos finales más bien definidos. Reacción irreversible Exista indicador que ayude a identificar el punto final. Reaccionar selectivamente con el analito.  Formación de complejos: se basan en las reacciones de complicación en la cual los reactivos se unen formando complejos donde se tiene al ión central. Este cambio se llama punto final de la valoración. Los requisitos de un estándar primario son:         Elevada pureza o de pureza exactamente conocida. Que no tenga moléculas de hidratación. Que tenga razonable solubilidad en el medio de la valoración. que se coordina con elementos que tengan par de electrones libres (ligandos). Puntos de equivalencia y puntos finales El punto de equivalencia en una valoración es un punto teórico que no se puede determinar experimentalmente. El valorante mas común es el EDTA que es un compuesto orgánico insoluble con el agua que forma complejos estables. Reaccionar lo más íntegramente posible con el analito. En la valoración del amoniaco con ácido clorhídrico se forma cloruro amónico que. La reacción de valoración es. tras la neutralización se únicamente queda cloruro sódico y agua. robándole hidroxilos para regenerar amoniaco.1. a la cuál le roba un protón para regenerar una pequeña concentración de ácido acético. reacciona con el agua. Así en el caso de la valoración de ácido clorhídrico. por provenir de una base débil. por provenir de un ácido débil. lo cual provocara un pH>7  Acido fuerte/Base débil El pH en el punto final de la valoración será el de la hidrolisis de la sal proveniente de la base débil. lo que provoca un pH ligeramente ácido. así será el pH al final de la valoración. Los aniones hidroxilos liberados en la hidrólisis producen un pH ligeramente básico. tomando éste un valor de 7. del tipo: HA + B H2O + AB Dependiendo del tipo de sal formado. VALORACIONES ACIDO BASE La valoración acido-base tiene como finalidad determinar la concentración de un ácido o una base mediante la medida del volumen exacto del agente valorante (base o ácido fuertes) con el que reacciona y del cual conocemos su concentración.  Acido fuerte/Base fuerte El pH en el punto final de la valoración será el del solvente. pH~7  Acido débil/Base fuerte El pH en el punto final de la valoración será la de la hidrolisis de la sal proveniente del acido débil. 51 . por lo que el pH es neutro. reacciona con el agua. Las volumetrías ácido-base consisten en una reacción de neutralización. Esto no ocurre en la valoración de ácido acético ya que el acetato sódico formado. lo cual provocara un pH<7  Acido débil /Base débil En la esta reacción se produce una solución tampón la cual tiene un pH casi constante.5. en general. Los protones liberados en la ruptura del agua acidifican la disolución resultante. 52 .El indicador en estas valoración se lo escoge de acuerdo a la sensibilidad de la misma la cual es función del pKa del indicador. 53 . magnesio.6. ALCALINIDAD Definimos alcalinidad como la capacidad del agua para neutralizar ácidos o aceptar protones. bicarbonatos e hidróxidos. potasio. Alcalinidad al verde bromo cresol (total): es la alcalinidad producidas por las especies que originan 4. Alcalinidad a la fenolftaleína: es la alcalinidad producidas por las especies que originan pH>8. no se puede dar la combinación 1+3 por que se neutralizan entre sí. y 2+3. la alcalinidad puede originarse de diferentes compuestos los más comunes son También se puede dar una mezcla de las especies alcalinizantes como son 1+2.3 y se expresa en mg/L CaCO3 ALCALINIDAD POR BICARBONATOS  En el punto de partida el pH inicial corresponde al del bicarbonato   El indicador utilizado es el verde bromo cresol En el punto final el pH es el del CO2 54 . Dado que la alcalinidad de aguas superficiales está determinada generalmente por el contenido de carbonatos. El bicarbonato constituye la forma química de mayor contribución a la alcalinidad. La alcalinidad de la cuantifica principalmente por volumetría con un acido de contracción conocida. No obstante.5<pH<8.3 y se expresa en mg/L CaCO3. ésta se toma como un indicador de dichas especies iónicas.1. FORMAS DE EXPRESAR LA ALCALINIDAD Se expresa en mg/L CaCO3 de la siguiente forma:   6. silicatos. sodio y otros cationes. algunas sales de ácidos débiles como boratos. Estos iones negativos en solución están comúnmente asociados o pareados con iones positivos de calcio. nitratos y fosfatos pueden también contribuir a la alcalinidad de estar también presentes. Esta representa la suma de las bases que pueden ser tituladas en una muestra de agua. ALCALINIDAD POR CARBONATOS   En el punto de partida el pH inicial corresponde al del carbonato El indicador utilizado es  En el punto final el pH es el del CO2 6.    6.3.  El volumen 2 corresponde al volumen gastado para que se produzca el viraje del verde bromo cresol 55 .2. fenoftaleina Verde bromo cresol  El volumen 1 corresponde al volumen gastado para que se produzca el viraje de la fenolftaleína. ALCALINIDAD POR OHEn el punto de partida el pH inicial corresponde a los hidróxido El indicador utilizado es la fenoftaleina En el punto final el pH es el del solvente MEZCLA Si están las dos especies el pH>11-12 y el hidróxido reacciona primero.6.4. = 2 V1 V2 HCO3.= 2(V2 .V1 OH- V2 HCO3.2V1 56 .V1 6.V1) V2 . MEZCLA V1 CO32.= V2 .= V2 .V1 CO32.5. es decir. son las siguientes. dado que tienes dos grupos amino y cuatro grupos carboxilo. ya que posee seis sitios de potencial unión con cationes. Además. Un ejemplo de la utilidad práctica de las valoraciones complexométricas. En las aguas duras. Ca. Ca. Que sea posible determinar la finalización de la valoración mediante el agregado de un indicador complexométrico. Mg. Cu 57 . para determinar la concentración de dicho ion en una disolución. es la determinación de la dureza del agua mediante este tipo de técnicas. Zn. por lo general metálicos. que el ion cuya concentración queremos determinar. sea cual sea la carga del catión. la reacción debe alcanzar el equilibrio químico con rapidez. algunos indicadores solo nos ayudan a detectar la presencia de algunos metales     Calmagita: Ba. por lo general un ión metálico. el calcio comienza a precipitar si la temperatura del agua aumenta. En este tipo de valoraciones el agente valorante debe de tener la capacidad de formar complejos estables. El EDTA es uno de los valorantes complexométricas más versátiles. Zn Murexida: Ca. Se utiliza un compuesto que produzca un claro cambio de color.    Cuando agregamos el valorante gota a gota. Es una valoración de tipo volumétrica. Se pueden utilizar valoraciones complexométricas para determinar la concentración de dichos iones en agua. Ni. Los iones metálicos con mayor concentración en el agua son los iones calcio y magnesio.7. el valorante mas utilizado es el EDTA (etilendiaminotetraacético). La determinación de la dureza del agua es importante para valorar la calidad de la misma. obstruyéndolas. el EDTA se combina con los iones metálicos en una proporción de 1 a 1. Las características que tiene que cumplir una reacción de formación de complejos para poder ser utilizada como valoración volumétrica. todos con un par de electrones libres. cuyo color varíe inmediatamente después de alcanzado el punto de equilibrio. Zn Negro de Ericromo: Ba. Que no haya interferencias. depositándose en cañerías y tuberías. forme únicamente el complejo que se desea y no otros. En las valoraciones complexométricas también se utiliza un indicador el cual debe de cambiar de color al formar un complejo pero mucho mas inestable que el producido por el EDTA. VALORACIONES COMPLEXOMETRICAS En este tipo de valoraciones se utiliza una sustancia que forma un complejo poco disociado con un determinado elemento. Cu Negro Azulada: Ca. Este ácido es capaz de formar complejos con cationes. Mg. para determinar con precisión la finalización de la valoración. Mg. Son éstas las causantes de la dureza del agua y el grado de dureza es directamente proporcional a la concentración de sales de esos metales alcalinotérreos.  se la dureza por Alcalinidad < Dureza total Dureza por carbonato = Alcalinidad  Alcalinidad ≥ Dureza total Dureza por carbonatos = Dureza total 58 . en particular sales de magnesio y calcio. Para determinar la dureza cálcica se adiciona una solución básica para tener un 12<pH<13 con el fin de provocar la precipitación del magnesio y dejar únicamente al calcio el cual es soluble en soluciones básicas fuertes. 7. La dureza magnésica se la obtiene por diferencia entre la dureza total y la dureza cálcica.1.1. DUREZA POR CARBONATOS Y POR BICARBONATOS La parte de la dureza total que es químicamente equivalente a la alcalinidad por llama dureza por carbonatos Puesto que tanto la alcalinidad como la dureza se expresan en se puede calcular de la siguiente forma.7.1.    Dureza total: Dureza cálcica: Dureza magnésica: Para determinar la dureza total se debe adicionar una solución tampón (pH~10) puesto que a estas condiciones todos los cationes a diferencia del calcio y el magnesio precipitan en forma de hidróxidos. se utiliza como indicador el negro de ericromo. DUREZA La dureza del agua a la concentración de compuestos minerales de cationes principalmente divalentes y específicamente los alcalinotérreos que hay en una determinada cantidad de agua. Dureza por Carbonatos La dureza por carbonatos se denomina dureza temporal y la dureza por no carbonatos se denomina dureza permanente.La principal fuente de dureza son los bicarbonatos Ca (HCO3)2 Dureza Alcalinidad La cantidad de dureza adicional a la dureza por carbonatos se llama Dureza no Carbonatada la cual puede ser producida por sulfatos o cloruros y corresponde a: Dureza no carbonada = Dureza Total. 59 . APENDICE 60 . En el punto A la masa combinada de Ni y Co era de 0.0813g indique el peso porcentual de Ni en la mena con la cantidad correcta de cifras significativas.18 .2306g Ni. con esta información calcule a) la molaridad del HCl concentrado y b) el volumen(en mililitros) de una disolución que contenga 0.APENDICE A: PROBLEMAS RESUELTOS 1.18 a) b) 61 . DATOS: 12. DATOS: n= 0.036 mol de HCl. Su densidad es de 1.2306g y en el punto B la masa de Co era de 0.0813g Co 2. Una muestra de de mena de 12.1374 g que contenía Ni y Co se paso por el esquema analítico de Fresenius. La concentración del HCl comercial concentrado es de 27% de HCl. Co Punto B: 0.036 mol HCl 27% δ=1.374g de mena Punto A: 0. 3. En los tratamientos de aguas. Que tipos de compuestos se forman el Ca2+ y Mg2+ en estas condiciones.sílice. se requiere un exceso de cal. además. se utilizan reacciones de precipitación para eliminar o reducir la concentración de iones Men+.2 ppm de F( 1 galón= 3. como el carbonato de Mg es relativamente soluble (70 mg/L). suelen contener cantidades importantes de Ca2+y Mg2+ en forma de bicarbonatos. Calcular la cantidad de cal para precipitar el Ca2+ y Mg2+ contenido en 1500 ml de muestra.6ppm 1 galón H2O – 0. Además. cuya eliminación se lleva a cabo con cal. las aguas de las zonas de calizas. [Mg2+ ]=15mg/l. 62 . El suministro de agua de una ciudad se ha fluorado añadiendo NaF.6 ppm.79L) DATOS: Concentración F-: 1. Si las [Ca2+ ]=50 mg/l.2 ppm F- 4. la concentración de Fdeseada es de 1. Cuantos miligramos de NaF deben añadirse por galón de agua si el agua tiene ya 0. Plantee la ecuaciones químicas para este fin. 35. Se deja reposar una una suspensión de CaCO3 cuyo Kps=10-8. calcular: a) La [Ca2+] y [CO 32+] de la solución.5. expresada en molaridad y en mg/L CaCO3 (s) b) Ca2+ (ac) + CO 32+ (ac) La solubilidad del CaCO3 63 . 05 +3X 3X+0. La(IO3)3 .050 M INICIO CAMBIO EQUILIBRIO La(IO3)3 A -X A-X La(IO3)3 La2+ + 3IO3- Li(IO3)3 Li2+ + 3IO3- 64 .6. Cuantos gramos de yodato de lantano. pueden disolverse en 250mL de: La(IO3)3 a) Agua INICIO CAMBIO EQUILIBRIO b) La2+ + 3IO3- La(IO3)3 A -X A-X La2+ ------------+X X 3IO3-------------+3X 3X La2+ ------------+X X 3IO30.05 LiIO3 0. Plante la ecuación química correspondiente y calcule el consumo del medio precipitante (g). Para eliminar el Fe2+ de un medio acuoso se oxida a Fe3+ dosificando agua oxigenada y medio precipitante. indicando el medio en el que se produce la reacción Fe2+ (O2)2. c) El ion férrico formado puede precipitarse con cal. 2Fe3+ + 3Ca (OH)2 2Fe(OH)3 + 3Ca2+ 65 . Realice lo siguiente a) Balance la ecuación (método ion electrón).7.+ 4H+ 2H2O 2Fe3+ + 2H2O El medio en el que se produce la reacción es medio acido b) Si la muestra de agua contiene 22 mg de Fe2+/L.+ 4H+ -1e- Fe3+ +2 e- 2Fe2+ + (O2)2. calcular la cantidad de oxidante (g) requerido para la oxidación total. 2 HSO3 - SO3.25 X 10-10 KCN CN. Se prepara una mezcla que contiene bisulfito y sulfito en relación molar igual a 10:1.5M).6 X 10-39 que concentración de Fe3+ (mg/L) permanece en fase acuosa INICIO CAMBIO EQUILIBRIO Fe3+ ------------+X X Fe(OH)3 S S S 3(OH)------------------+3X 3X 8.d) Si el Kps del producto formado en el lierral c es 1. pKa(HSO3 -) = 7. Calcular el pH de la mezcla.+ H+ 9. Calcular el grado de hidrólisis y el pH de una solución de KCN(0. Ka(HCN)=7.+ H2O K+ + CNHCN + OH- 66 . Se prepara una solución acuosa con hipoclorito de calcio.01M.+ HOH Ca2+ + 2ClOHClO + OH- 67 . hasta obtener una concentración 0. Ka=3x10-8 HClO/Ca(OH)2 Ca(ClO)2 ClO.10. calcular el pH de la solución. y 119 mg/l CO32.17*10-4 x 3.5 calcular la solubilidad en mg/l de CaCO3.20. Se disuelve hipoclorito de sodio es una solución tamponada a pH 6. Establecer la relación (ClO-) (HClO) en una solución plantee las respectivas ecuaciones. INICIO CAMBIO EQUILIBRIO HCO31.11.17*10-4+x H+ x x 68 . Una muestra de agua contiene 118mg/l de HCO3..53 12. con un pH de 9.9* 10-3 -x 1.9* 10-3-x CO323. pKa(HClO)=7. Una muestra que solo contiene Al2O3 y Fe2O3 pesa 2. Calcule lo siguiente: a) pH de la solución HCl(ac) H+ + Cl- b) NaOH (ml) necesita para alcanzar el punto de equivalencia (NaOH=1N 14. el Al2O3 permanece sin cambio.019 g.13. En la mezcla original? En Ec: 2 69 . pero el Fe2O3 se convierte en Fe metálico y H2O(g).774 g. Un litro de una solución contiene 100 mg de HCL. ¿Cuál es el porcentaje en peso de Fe2O3. Cuando se calienta en un flujo de H2. Si el residuo pesa 1. Halle el porcentaje en peso de oxirano en la mezcla. El contenido en carbonato de una muestra de 0. 70 .6 ml de NaOH (0. 16. se produjeron 21. La caliza está compuesta principalmente del mineral calcita “CaCO3”.5413 g de caliza en polvo se determino suspendiendo el polvo en agua.290 mg está constituida exclusivamente por ciclohexano. C2H4O (PF=44. y calentando para disolver el sólido y expulsar el CO2.Ec: 1 en Ec:2-1 15. Hallar el %p de calcita en la muestra.999 mg de CO2 (PF=44. Planteara las ecuaciones químicas correspondientes.053). El exceso de acido consumió 39. añadiendo 10 ml de HCl (1.01). Al efectuar el análisis por combustión de esta mezcla. Una mezcla que pesa 7. C6H12 (PF=84.1004 M) en su valoración frente a la fenolftaleína.161) y oxirano.396 M). Ec :3 y Ec:4 en Ec:2 17..Esta reacción se realiza en un matraz conectado a un tubo de absorción que se ha pesado previamente y que contiene material absorbente que retiene selectivamente el dióxido de carbono generado (5 mg). Contenido de bicarbonato sódico en tabletas antiácidas: Una muestra de tabletas molidas que pesa 1 g se trata con acido sulfúrico diluido para generar dióxido de carbono. 71 .Expresar el contenido del bicarbonato de sodio en g y % p/p. agua y…. 19. Después de filtrar y lavar el precipitado. Calcule el porcentaje en peso de Fe3O4 presente en la muestra. la disolución resultante se diluyo con agua y el Fe3+ se precipito en forma de Fe (OH)3 mediante adición de NH3. Se pretende determinar el contenido en cloruros de una muestra de agua utilizando el método de MOHR. se calentó el residuo hasta ignición. 72 .18.4 ml del medio valorante. se analizo disolviendo una muestra de 1.01 M). Una mena que contenía magnetita.5419g en HCl concentrado. produciéndose así una mezcla de Fe2+ y Fe3+. Calcular la concentración de cloruro expresada en mg/l de la muestra problema. Para ello se valoran 25 ml de una muestra problema con una disolución de nitrato de plata (0. Fe3O4. El viraje se produce tras la adición de 7.8525 g de Fe2O3 puro. obteniéndose 0. Tras añadir HNO3 para oxidar el Fe2+ a Fe3+. In forme el contenido de hierro en forma de FeSO4.2 -X 0.2N) con una solución de NaCl (0. Una muestra de 6.234 g de agua produce 2. Para determinar la cantidad de Fe en un suplemento dietético.355 g de FE2O3. 21. El precipitado se recogió. 22.7H2O por comprimido de suplemento alimenticio. haciendo que el Fe precipitara en forma de Fe(OH)3.116 g de este polvo se disolvió y trato. Calcule el contenido en ppm de carbono en el agua de mar.378 mg de CO2. se molió una muestra aleatoria de 15 comprimidos con un peso total de 20. Un método para determinar el carbono orgánico soluble en agua de mar consiste en oxidar la materia orgánica a CO2 con K2S2O8 y después determinar por gravimetría el CO2 retenido por una columna de asbesto recubierto de NaOH. Una muestra de 3. se lavo y se llevo a ignición hasta lograr un peso constante de 0.20.1N) INICIO CAMBIO EQUILBRIO CH3COOH 0.505 g hasta obtener un polvo fino. A qué valor de pH debe ser terminada la valoración de una solución de ácido acético (0.2-X CH3COOX X H+ X X 73 . 12 del mismo valorante para alcanzar con pOH de 4.02812 M).67ml de HCl (0.CH3COOINICIO CAMBIO EQUILBRIO HOH CH3COOH X X -X 1.Identifique las fuentes de alcalinidad a la fenolftaleína y total.88 x 10-3-X OHX X pOH= 6 pH= 8 23. La valoración de la muestra de 100 ml a pH de 8. la concentración en ppm de las especies o aniones presentes.3 requiere 18.CO32.Una segunda muestra de 100 ml requiere 48.5.  A la fenolftaleína 74 .HCO3-. Que pueden encontrarse aislados o formando combinaciones. La alcalinidad de las aguas naturales suele controlarse a través de la medida de OH-. = 40 mg/l SO42.6 mg/l CO32. al bicarbonato y total.6 mg CaCO3/l 75 . Un análisis de una muestra de agua presento los resultados que muestran a continuación. Na+= 25 mg/l Ca+ = 45 mg/l Mg2+ = 10 mg/l K+ = 10 mg/l Cl-=48. no carbonácea y la total.24.= 82 mg/l Dureza total = 156.= 20 mg/l HCO3. Determinar: a) Dureza carbonácea. b) Alcalinidad al carbonato. Calcular la concentración de ácido acético (expresada como relación peso / volumen) del vinagre. La valoración de 20 ml de esta solución necesitó 7 ml de NaOH (0. Calcular la concentración de cloruro expresada en mg/l de la muestra problema.6 -32.79 Dureza no carbonácea =120.= Alcalinidad al carbonato Dureza no carbonácea = Dureza total – Dureza por CO32Dureza no carbonácea = 153.01 M).8 mg CaCO3 25. Se pretende determinar el contenido en cloruros de una muestra de agua utilizando el método de Mohr.4 ml del medio valorante. 76 . Para ello se valoran 25 ml de una muestra problema con cada disolución de nitrato de plata (0.096 M). 26. El viraje se produce tras la adición de 7.Alcalinidad al bicarbonato Alcalinidad al Carbonato Dureza total > Alcalinidad Dureza por CO32. Un alícuota de 10 ml de vinagre se diluyó en un volumen final de 100 ml. Calcular la alcalinidad total (mg CaCO3/l) Alcalinidad total = 108. Una muestra de agua contiene 118 mg HCO3-/l. y tiene un pH de 9. se utiliza H2SO4 (0. ml 14.4 mg CaCO3 /l 28.02N) a 25°C. Muestra A: V>V1 HCO3-/CO32 77 .27. El volumen de la muestra es de 100 ml.7 Además cuantifique la presencia de los respectivos iones expresado en mg/l. Fenolftaleina.6 12. ml 38. 19 mg CO32-/l.Verde bromo cresol. MUESTRA pH A 10 B 7 V1.4 0 V2.5. carbonatos y bicarbonatos. En las siguientes muestras. calcule la alcalinidad por hidróxidos. Muestra B 78 . A continuación se añade un exceso de reactivo 2.  Volumen de EDTA que reacciona con la solución de Mg2+ (0. y se consumen 29.Zn2+ con 25 ml de EDTA (0.0123M)  Volumen que reacciona con la muestra  Volumen de EDTA utilizado con el cinc.0123M) para reaccionar con el EDTA liberado.2 ml de Mg2+ (0. Calcular la molaridad de Ni 2+ y Zn2+ en la solución de partida. Se tratan 50 ml de una solución que contiene Ni 2+.  Volumen de EDTA utilizado con el niquel.4 ml de una solución de Mg2+ (0.3-Dimercapto-1-propanol para desplazar el EDTA del cinc.29. 79 .0452M) para complejar todo el metal. El exceso de EDTA que no ha reaccionado requiere 12.0123M) para que reaccione por completo. hasta los puntos finales de fenolftaleína y verde bromo cresol. fenolftaleína 0. Concentración cinc en la muestra  Concentración del níquel en la muestra 30.28 21.HCO3-. a) b) VHCl. verde bromo cresol 14. para cada uno de los siguientes casos.1198M).13 Muestra a) Muestra b) 80 .67 VHCl. en todos los casos se valora una muestra de 25 ml con HCl ( 0.CO32-) existentes y sus respectivas concentraciones en ppm.00 5. las formas de alcalinidad (OH-. Determine. determine los valores de las incógnitas: Ca2+ = 40mg/l SO42-=96 mg/l Mg2+ = ? Cl.=35.= ? Dureza no-carbonatada = 1 mEq-g/l 81 . Dado el siguiente análisis de calidad de agua.V>V1 HCO3-/CO32- 31.5 mg/l Na+ = ? Alcalinidad = 3 mEq-g/l HCO3. carbonatada Dureza total =150 mg CaCO3/l + 50 mg CaCO3/l Dureza total = 200 mg CaCO3/l  Dureza cálcica  Dureza Magnésica Dureza total = Dureza cálcica+ Dureza magnésica Dureza magnésica = Dureza total .Alcalinidad Dureza Dureza total = Dureza carbonatada + Dureza no. Una muestra de 5000 L contiene 110 ppb de ( ) y se necesita bajar la cantidad de ppb calcular lo gramos de necesarios para cumplir el requerimiento. a 20 82 .Dureza cálcica Dureza magnésica = 200 mg CaCO3/l -100 mg CaCO3/l Dureza magnésica = 100 mg CaCO3/l 32. se calentó la mezcla de precipitado seco.0022g. Considerar el 30 % de exceso de (estequiometrico) (Con el 30 % de exceso) 34. El aluminio se precipito con 8hidroxiquinolina. se requieren para precipitar los iones sulfatos de una . magnesio y otros metales.163 ppm --. Sustituyendo en la ecuación dato: 83 . Cuantos gramos de solución obtenida al disolver medio precipitante.1. se disolvió y trato para evitar interferencias por otros metales. Tras filtrar y secar el peso de la mezcla de era de 7. El peso de esta mezcla fue de 1. convirtiéndola en una mezcla de . calcule el porcentaje en peso del aluminio y magnesio.815g.1 ppm 33. En una muestra de metal Dow que contiene aluminio. a continuación. 414 mg de y 2.714 mg y por oxidación dio como resultado 14.35. Un compuesto orgánico pesaba 5. Hallar el % de carbono e hidrogeno 84 .529 mg de . 36. Hallar el contenido de contenido en la muestra en %p/p 38. Se analiza una muestra de agua de 50mL que dan como resultado: .04 y el . Una muestra de 50 ml cuyo pHi= 5. En la valoración de 50 ml de esta solución en presencia de fenolftaleína se consume 25. de un . Expresar la alcalinidad como y . y Hallar el sistema de la muestra y la dureza expresada en Sistema OH/CO3 85 . Una muestra de 1.030 g de carbonato se disuelve en el agua hasta un volumen de 200 ml.25 ml de cuyo factor de corrección es . de un y como 37. 39. y Hallar el sistema de la muestra y la dureza expresada en Sistema OH/CO3 40. y Hallar el sistema de la muestra y la dureza expresada en Sistema OH/CO3 86 . de un . Se analiza una muestra de agua de 50mL que dan como resultado: . de un . Se analiza una muestra de agua de 50mL que dan como resultado: . En un análisis típico. La concentración de CO2 en el aire puede determinarse mediante una valoración Acido-Base indirecta. Se hace burbujear una muestra de aire a través de una solución que contiene exceso de Ba(OH)2 que precipita en forma de BaCO3.5 l de aire a través de 50 ml de Ba(OH)2 0. Plantee las ecuaciones químicas en cada etapa de la valoración y determine las partes por millón de CO2 en la muestra de aire.41. la valoración por retroceso con HCl (0. El exceso de Ba(OH)2 se valora por retroceso con HCl.0316 M) necesitó 38.2 M.  Volumen en exceso de  Volumen que reacciona con 87 .98 g/l.58 ml para llegar al punto final. se hizo burbujear una muestra de 3. teniendo en cuenta que la densidad del CO2 a la temperatura de la muestra es de 1.     Proyecto análisis cualitativo y cuantitativo de aguas Proyecto alcalinidad Filtración Tratamiento de aguas duras con cal-carbonato BIBLIOGRAFIA VOGUEL A. “Química Analítica Moderna”.. Ed: Mc Graw Hill SKOOG.APENDICE B: PROYECTOS COMPLEMENTARIOS Estos proyectos se realizan paralelamente al estudio de la teoría del análisis químico cualitativo y cuantitativo con el fin de poder afianzar los conocimientos adquiridos en clase. “Química Analítica cualitativa”. 2da edición. Ed: Kapeluz. “Fundamentos de Química Analítica” Ed.Thomson 8va edición 88 . DAVID HARVEY. 89 .