química analítica

ANTOLOGÍA DE QUÍMICA ANALÍTICA

Q.A. MARCO ANTONIO ROSAS LEYVA

ANTOLOGÍA

M.C. Álvarez Hernández FernandoM.C. Atenodoro Alonso EstelaM.C. Rojas Martínez Juan CarlosM.C. Salazar Cruz Rosa María I.I. Velásquez Cortés Claudia

Instituto tecnológico superior de zongolica

SEMESTRE FEB – JUN 2014

PROPÓSITO DEL CURSO

Esta asignatura aporta al perfil del Ingeniero en Innovación Agrícola sustentable los criterios para juzgar la exactitud y la precisión de los datos experimentales, da una visión del amplio espectro de las técnicas de la Química Analítica moderna que lo hacen capaz de obtener datos analíticos de gran calidad. Esto también le servirá para interpretar y formular soluciones de trabajo como fertilizantes, fungicidas, entre otros.

Por otra parte, le permite seleccionar y utilizar los métodos adecuados para el análisis químico de insumos y productos, que se utilizan en el sector agrícola, para garantizar su calidad en las diferentes etapas de un sistema productivo sustentable.

Intensión didáctica

La presente asignatura se divide en cuatro unidades. En la primera unidad se abordan los temas fundamentales de la Química Analítica, los cuales incluyen los tipos de preparaciones, así como sus definiciones y preparaciones. Además de contemplar la importancia y la normatividad de la Química Analítica a nivel nacional e Internacional; así como su enfoque a las ciencias Agrícolas.

En la segunda unidad esta enfocada al equilibrio químico, en la cual se definen los conceptos de ácidos y bases (débiles y fuertes), su importancia y aplicación.

Los métodos volumétricos y las determinaciones gravimétricas se abordan en la tercera unidad, que le permiten al alumno aplicar a nivel de laboratorio lo aprendido en las dos primeras unidades.

Finalmente, la cuarta unidad comprende lo referente a los métodos instrumentales, principalmente los espectrofotométricos, cromatográficos y electroquímicos. Estos son necesarios para el análisis de calidad de insumos y productos agrícolas

Esta página puede ser reproducida con fines no lucrativos, siempre y cuando no se mutiles, se cite la fuente completa y su dirección electrónica. De otra forma requiere permiso previo por escrito de la institución.

INSTITUTO TECNOLÓGICO SUPERIOR DE ZONGOLICAwww.itszongolica.edu.mx

CONTENIDO Cálculo Integral

PaginaPrimera Parte

1 Fundamentos de química analítica1.1 La química analítica y su relación con el perfil profesional del

Ingeniero en Innovación Agrícola Sustentable.1.2. Errores y su clasificación

1.2.1 Errores determinados.1.2.2 Errores indeterminados

1.3 Obtención y criterios de preparación de muestras para una determinación analítica

1.3.1 Muestreo1.3.2 Etapas de un análisis cuantitativo

1.4 Preparación de soluciones1.4.1 El agua como disolvente1.4.2 Saturación1.4.3 Solubilidad1.4.4 Tipos de soluciones

1.4.4.1

Soluciones porcentuales

1.4.4.2

Soluciones en partes por millón

1.4.4.3

Soluciones molares

1.4.4.4

Soluciones normales

1.4.4.5

Diluciones

1.5 Normatividad en los análisis químicos1.5.1 Normas Internacionales1.5.2 Normas Nacionales

2 Equilibrio Químico2.1 Introducción al equilibrio químico

2.1.1 Concepto y clasificación2.1.2 Propiedades de las constantes de equilibrio

2.2 Cálculos de pH2.2.1 Ácidos y bases fuertes2.2.2 Ácidos y bases débiles2.2.3 Ácidos polipróticos2.2.4 Hidrólisis

2.3 Soluciones amortiguadoras2.3.1 Soluciones amortiguadoras ácidas2.3.2 Soluciones amortiguadoras básicas



3 Métodos volumétricos y determinaciones gravimétricas3.1 Métodos volumétricos

3.1.1 Volumetría ácido- base3.1.2 Volumetría en formación de precipitados3.1.3 Volumetría en formación de complejos3.1.4 Volumetría de óxido- reducción

3.2 Determinaciones gravimétricas3.2.1 Determinación de humedad3.2.2 Determinación de sólidos3.2.3 Determinación de cenizas

4 Métodos instrumentales4.1 Métodos ópticos

4.1.1 Espectrofotometría Ultravioleta, Visible e Infrarroja4.1.2 Espectrofotometría de absorción atómico

4.2 Métodos cromatográficos4.2.1 Cromatografía en papel4.2.2 Cromatografía en capa fina4.2.3 Cromatografía de gases4.2.4 Cromatografía líquida de alta resolución

4.3 Métodos electroquímicos4.3.1 Potenciometría4.3.2 Conductimetría4.3.3 Voltamperometría



RED CONCEPTUAL DEL CURSO



Fundamentos de química analítica

Equilibrio químico

Química Analítica

Métodos instrumentales

Métodos volumétricos y determinaciones gravimétricas

OBJETIVOS DEL CURSO

Al término del curso el participante:

Saber preparar soluciones molares, normales, porcentuales, en partes por millón y diluciones

Conocer y manejar los conceptos de ácido-base y a su aplicación en la reparación de soluciones amortiguadoras

Conocer y manejar los métodos volumétricos Realizar determinaciones gravimétricas Conocer y manejar los fundamentos de los métodos espectrofotométricos,

cromatográficos y electroquímicos



UNIDAD 1UNIDAD 1


RED CONCEPTUAL DE LA UNIDAD



Preparación de soluciones

Obtención y criterios de preparación de muestras para una determinación

Errores y su clasificaciónFundamentos a la química

analítica

La química analítica y su relación con

Objetivo General de la Unidad:

Realizar procedimientos de muestreo, cálculos para la reparación de soluciones y tratamientos estadísticos de datos analíticos; así como también obtendrá información sobre la normatividad vigente aplicable a los análisis químicos.

DESARROLLO DEL TEMA

1.1 La química analítica y su relación con el perfil profesional del Ingeniero enInnovación Agrícola Sustentable



1.2 Errores y su clasificacion

El significado de la palabra ``error'' no es muy preciso, puesto que con frecuencia autores diferentes lo emplean con sentidos diferentes. En un sentido amplio puede considerarse el error como una estimación o cuantificación de la incertidumbre de una medida. Cuanto más incierta sea una medida, tanto mayor será el error que lleva.

Clasificación de los errores

Suelen distinguirse dos tipos de errores: errores sistemáticos y accidentales.



Errores sistemáticos

Como su nombre indica, no son debidos al azar o a causas no controlables. Pueden surgir de emplear un método inadecuado, un instrumento defectuoso o bien por usarlo en condiciones para las que no estaba previsto su uso. Por ejemplo, emplear una regla metálica a una temperatura muy alta, puede introducir un error sistemático si la dilatación del material hace que su longitud sea mayor que la nominal. En este caso, todas las medidas pecarán (sistemáticamente) por defecto. El error podría evitarse eligiendo un material de coeficiente de dilatación bajo o controlando la temperatura a la que se mide.

Los errores sistemáticos no son objeto de la teoría de errores, las causas probables pueden ser las siguientes:

- Errores instrumentales (de aparatos).

- Error personal. Este es, en general, difícil de determinar y es debido a limitaciones de carácter personal. Un ejemplo de éste sería una persona con un problema de tipo visual.

- Error de la elección del método. Corresponde a una elección inadecuada del método de medida de la magnitud. Este tipo de error puede ponerse de manifiesto cambiando el aparato de medida, el observador, o el método de medida.

Errores accidentales

Estos son los que llamaremos simplemente errores en el sentido técnico de la palabra. Son incertidumbres debidas a numerosas causas incontrolables e imprevisibles que dan lugar a resultados distintos cuando se repite la medida en condiciones idénticas.

Los errores accidentales, o errores propiamente dichos, parecen fruto del azar, y por ello reciben el nombre de errores aleatorios. Pueden ser debidos a la acumulación de muchas incertidumbres sistemáticas incontrolables o bien pueden provenir de variaciones intrínsecamente aleatorias a nivel microscópico. En ambos casos el resultado es que las medidas de una magnitud siguen una distribución de probabilidad, que puede analizarse por medios estadísticos. Aunque la presencia de los errores accidentales no pueda evitarse, sí puede estimarse su magnitud por medio de estos métodos estadísticos.

Ocurren de manera ocasional. Suelen ser graves, tanto en exceso como en defecto. Dan lugar a resultados atípicos que se reconocen fácilmente.

Errores instrumentales

a. Error de apreciación, σap: si el instrumento está correctamente calibrado la incertidumbre que tendremos al realizar una medición estará asociada a la mínima división de su escala o a la mínima división que podemos resolver con algún método de medición. Nótese que no decimos que el error de apreciación es la mínima división del instrumento, sino la mínima división que es discernible por el observador. La mínima cantidad que puede medirse con un instrumento la denominamos apreciación nominal. El error de apreciación puede ser mayor o menor que la apreciación nominal, dependiendo de la habilidad (o falta de ella) del observador. Así, es posible que un observador entrenado pueda apreciar con una regla común fracciones del milímetro mientras que otro observador, con la misma regla pero con dificultades de visión sólo pueda apreciar 2 mm. Esta página puede ser reproducida con fines no lucrativos, siempre y cuando no se mutiles, se cite la fuente completa y su dirección electrónica. De otra forma requiere permiso previo por escrito de la institución.


b. Error de exactitud, σexac: representa el error absoluto con el que el instrumento en cuestión ha sido calibrado.

c. Error de interacción; σint : esta incertidumbre proviene de la interacción del método de medición con el objeto a medir. Su determinación depende de la medición que se realiza y su valor se estima de un análisis cuidadoso del método usado.

d. Falta de definición en el objeto sujeto a medición: como se dijo antes, las magnitudes a medir no están definidas con infinita precisión. Con σdef designamos la incertidumbre asociada con la falta de definición del objeto a medir y representa su incertidumbre intrínseca.

En general, en un experimento, todas estas fuentes de incertidumbres estarán presentes, de modo que resulta útil definir el error nominal de una medición σnom, como:

Este procedimiento de sumar los cuadrados de los errores es un resultado de la estadística, y proviene de suponer que todas las distintas fuentes de error son independientes una de otras.

1.3 Preparaciones de soluciones



1.4 Normatividad de los análisis químicos

Definición de norma

Las Normas son documentos que contienen especificaciones técnicas basadas en los resultados de la experiencia y del desarrollo tecnológico. Es el fruto del consenso entre todas las partes interesadas e involucradas en la actividad objeto de la misma (fabricantes, administración, consumidores, laboratorios, centros de investigación). Además, debe aprobarse por un Organismo de Normalización reconocido

Donde se encuentran

En los catálogos de normas que los organismos de normalización ponen a disposiciónen sus páginas web, donde se pueden encontrar las referencias bibliográficas de las normas yen general, se ofrece también la posibilidad de comprar las normas en formato electrónico o papel.Debido a que el INN es una Fundación de Derecho Privado, que no recibe aportes delEstado y por consiguiente debe autofinanciarse, solicita al demandante el costo que significa laelaboración de la norma

Su Elaboración

Para elaborar una norma primero se debe detectar la necesidad de regular cierta área y tener siempre en cuenta las normativas internacionales acerca del tema. Si no existen normas al respecto – por tratarse de materias muy específicas o demasiado nuevas – se buscan normas regionales o de empresas de ese sector. En México se llevan a cabo los siguientes pasos: Detección de la necesidad por el INN(Instituto Nacional de Normalización) o por elsector público o privado



Constitución del comité técnico que elabora el anteproyecto de la norma

Una vez redactado el proyecto se somete a consulta pública. En esta instancia participan las autoridades competentes, los productores y los representantes del mundode la ciencia y la tecnología

Las observaciones de la consulta pública son llevadas nuevamente al Comité Técnico,que resuelve su pertinencia.

Se llega a un texto oficial y aceptado por todos que se propone al Consejo del INN para

Normas Internacionales

Los principales organismos que elaboran normas son los organismos nacionales denormalización. La mayoría de estos organismos nacionales son miembros de ISO (OrganismoInternacional de Normalización). Y en el ámbito europeo es el CEN (Comité Europeo de Normalización), el cual elabora las normas europeas EN.

Normas Internacionales ExistentesA.S.T.M

(American Society for Testing and Materials)Las normas ASTM las usan individuos, compañías y agencias en todo el mundo. Son “voluntarias" en el sentido de que ASTM no exige observarlas. Sin embargo, las autoridades gubernamentales con facultad normativa con frecuencia dan fuerza de ley a las normas voluntarias, mediante su cita en leyes, regulaciones y códigos.

DIN

Organismo nacional de normalización de Alemania. Elabora, en cooperación con el comercio, la industria, la ciencia, los consumidores e instituciones públicas, estándares técnicos (normas) para la racionalización y el aseguramiento de la calidad. El DIN representa los interesesalemanes en las organizaciones internacionales de normalización (ISO, CEI, etc.)La editorial Beuth-Verlag, relacionada con el DIN, se encarga de la venta y distribución de las normas editadas por el DIN y de las normas de otros organismos de normalización, tanto nacional como extranjera. Una norma DIN de uso habitual es la DIN 476, que define los formatos (o tamaños) de papel y que ha sido adoptada por la mayoría de los organismos nacionales de normalización de Europa

ISO

La Organización Internacional para la Estandarización, ISO por sus siglas en inglés(International Organization for StandardizationISO creó y publicó en 1987 sus primeros estándares de dirección de la calidad: los estándares de calidad de la serie ISO 9000



RESUMEN DE CADA UNIDAD

Es la rama de la química que tiene como finalidad el estudio de la composición química de un material o muestra, mediante diferentes métodos de laboratorio. Se divide en química analítica cuantitativa y química analítica cualitativa.

La búsqueda de métodos de análisis más rápidos, selectivos y sensibles es uno de los objetivos esenciales perseguidos por los químicos analíticos. En la práctica, resulta muy difícil encontrar métodos analíticos que combinen estas tres cualidades y, en general, alguna de ellas debe ser sacrificada en beneficio de las otras. En el análisis industrial, la velocidad del proceso suele condicionar las características del método empleado, más que su sensibilidad. Por el contrario, en toxicología la necesidad de determinar sustancias en cantidades muy pequeñas puede suponer el empleo de métodos muy lentos y costosos.

Las características generales de la química analítica fueron establecidas a mediados del siglo XX. Los métodos gravimétricos eran preferidos, por lo general, a los volumétricos y el empleo del soplete era común en los laboratorios. Autores como Heinrich Rose (1795-1864) y Karl R. Fresenius (1818-1897) publicaron influyentes obras durante estos años, que establecieron las características generales de la disciplina. El segundo fue, además, el editor de la primera revista dedicada exclusivamente a la química analítica, Zeitschrift für analytische Chemie (Revista de Química analítica), que comenzó a aparecer en 1862. Karl R. Fresenius creó también un importante laboratorio dedicado a la enseñanza de la química analítica y a la realización de análisis químicos para diversas instituciones estatales e industrias químicas.

El desarrollo de los métodos instrumentales de análisis químico se produjo en el último cuarto del siglo XIX, gracias al establecimiento de una serie de correlaciones entre las propiedades físicas y la composición química. Los trabajos de Robert Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff establecieron las bases de la espectroscopia e hicieron posible el descubrimiento de numerosos elementos. Nuevos instrumentos ópticos, como el colorímetro o el polarímetro, simplificaron e hicieron mucho más rápidos un gran cantidad de análisis de importancia industrial. Las leyes electroquímicas establecidas por Michael Faraday (1791-1867) y los medicamentos se basan en las investigaciones de autores como Oliver Wolcott Gibbs (1822-1908) y la creación de laboratorios de investigación como el de Alexander Classen (1843-1934) que permitieron que las técnicas de análisis electroquímico ganaran importancia en los últimos años del siglo XIX. En los años veinte del XX, el polaco Jaroslav Heyrovsky (1890-1967) estableció las bases de la polarografía que, más adelante, se convirtió en una técnica de análisis muy importante de determinados iones y fue también empleada para el estudio de la naturaleza de los solutos y los mecanismos de reacción en disolución. Otra de las técnicas importantes que iniciaron su andadura en esos primeros años del siglo XX fue la cromatografía que se desarrolló enormemente en las décadas posteriores. El siglo XX estuvo también caracterizado por la llegada de nuevos instrumentos como el pH-metro y el gran desarrollo de los métodos espectrocópicos, particularmente la espectroscopia infrarroja y la resonancia magnética nuclear, que tuvieron una gran aplicación en muchas áreas de la química, especialmente en química orgánica.



http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_org%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Resonancia_magn%C3%A9tica_nuclear

http://es.wikipedia.org/wiki/Espectroscopia_infrarroja

http://es.wikipedia.org/wiki/PH-metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Cromatograf%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Ion

http://es.wikipedia.org/wiki/Polarograf%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Jaroslav_Heyrovsky

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Alexander_Classen&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Oliver_Wolcott_Gibbs&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Michael_Faraday

http://es.wikipedia.org/wiki/Polar%C3%ADmetro

http://es.wikipedia.org/wiki/Color%C3%ADmetro

http://es.wikipedia.org/wiki/Espectroscopia

http://es.wikipedia.org/wiki/Gustav_Kirchhoff

http://es.wikipedia.org/wiki/Robert_Wilhelm_Bunsen

http://es.wikipedia.org/wiki/Heinrich_Rose

http://es.wikipedia.org/wiki/Soplete

http://es.wikipedia.org/wiki/An%C3%A1lisis_gravim%C3%A9trico

http://es.wikipedia.org/wiki/Laboratorio

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

En este apartado haga un resumen rápido de lo que se revisó en la unidad, resalte lo que es Importante, anote solo los puntos claves de cada tema.

Realizar técnicas de análisis grupal, que permitan a los participantes reflexionar sobre la importancia de la Química Analítica en su perfil profesional.Realizar investigación, en fuentes diversas, referente a las etapas de un análisis químico y técnicas de muestreo.Resolver problemas de concentración de soluciones, hacer énfasis en la preparación de soluciones complejas, como las usadas en hidroponía.Realizar ejercicios sobre el manejo de datos estadísticos aplicados a los resultados de las determinaciones analíticasRevisar, en equipos, legislación nacional e internacional relacionada con los análisis

EVALUACIÓN

Es muy recomendable que al finalizar cada capítulo se presente una evaluación que sirva al estudiante como ayuda en la preparación del examen formal que le aplicará el instructor. Al redactar sus evaluaciones recuerde no preguntar nada que no haya enseñado y al contrario elimine de su manual todo lo que no vaya a evaluar.

En primer lugar anote las preguntas o ejercicios:

1.- Describe como prepararías 2 litros de cloruro de bario (Ba Cl2) 0.108 M

2.- Calcular la concentración Molar en una solución al 70% en peso de Ácido Nítrico (HNO3); la densidad de la solución es de 1.42 g/mL

3.-Describe la preparación de 100 ml de HCl 6M a partir del HCl concentrado cuya botella indica 1.18 g/mL y 37% p/p

Incluya también las respuestas

1.- 44.94 g de Ba Cl2

2.-Concentración = 15.76 M

3. Volumen de la solución concentrada = 50 mL

BIBLIOGRAFIA

El objeto de incluir la bibliografía en un manual, es proporcionar al participante una lista de referencias que pueda consultar en el caso de que desee profundizar en algún tema, al redactarla Esta página puede ser reproducida con fines no lucrativos, siempre y cuando no se mutiles, se cite la fuente completa y su dirección electrónica. De otra forma requiere permiso previo por escrito de la institución.


puede agrupar las referencias por tema de estudio de esta forma se facilitaría la selección del estudiante que desea profundizar en un tema determinado.


Anote el tema

1. Maldonado, T. R., Método universal para la preparación de soluciones nutritivas, Universidad Autónoma de Chapingo, México, 1999Anote el nombre del libro, el autor, la editorial y el año de edición

2 Orozco, D. F., Análisis Químico Cuantitativo, Ed. Porrúa, S. A., 1990Anote el nombre del libro, el autor, la editorial y el año de edición.

UNIDAD 2

Equilibrio químico




Soluciones amortiguadoras analítica

Cálculos de pHEquilibrio Químico

Introducción al equilibrio químico


Aplicar los conceptos de equilibrio químico, pH de electrolitos fuertes y débiles, hidrólisis y soluciones reguladoras en la resolución de problemas

DESARROLLO DEL TEMA

2.1 Introducción al equilibrio químico



2.2 Cálculos de pH



2.3 Soluciones amortiguadoras

Soluciones amortiguadoras son aquellas soluciones cuya concentración de hidrogeniones varía muy poco al añadirles ácidos o bases fuertes. El objeto de su empleo, tanto en técnicas de laboratorio como en la finalidad funcional del plasma, es precisamente impedir o amortiguar las variaciones de pH y, por eso, suele decirse que sirven para mantener constante el pH. Los mas sencillos están formados por mezclas binarias de un ácido débil y una sal del mismo ácido con base fuerte, por ejemplo, una mezcla de ácido acético y acetato de sodio; o bien una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte, por ejemplo, amoníaco y cloruro de amonio.Esta página puede ser reproducida con fines no lucrativos, siempre y cuando no se mutiles, se cite la fuente completa y su dirección electrónica. De otra forma requiere permiso previo por escrito de la institución.


La aplicación más importante de esta teoría de los amortiguadores es, para los fisiólogos, el estudio de la regulación del equilibrio ácido-base. Para dar una idea de la importancia de los amortiguadores de la sangre, recordemos que la concentración de hidrogeniones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera, y crece paralelamente a la cantidad de ácido añadido. No ocurre así en la sangre, que admite cantidades del mismo ácido, notablemente mayores, sin que la concentración de hidrogeniones aumente de una manera apreciable.

Mecanismo de la acción amortiguadoraSupongamos un amortiguador constituido de ácido acético y acetato de sodio. El ácido estará parcialmente disociado estableciendo un equilibrio entre las partículas de ácido sin disociar los iones hidrógenos y los iones de base conjugada. El acetato de sodio, como todas las sales, está disociado completamente y, por esta causa, el ión acetato procedente de la sal desplaza el equilibrio hacia la formación de ácido, disminuyendo la concentración de hidrogeniones libres. La presencia conjunta de la sal y el ácido hace decrecer la acidez libre. Si las cantidades de sal y ácido son del mismo orden de magnitud, la concentración de iones hidrógenos se regulará por la reacción de equilibrio del ácido, es decir

CH3-COOH ↔ CH3-COO - + H+

Soluciones Amortiguadoras

Si añadimos al sistema un ácido fuerte, por ejemplo ácido clorhídrico, se produce un aumento instantáneo de la concentración de iones hidrógenos, los cuales son neutralizados por la base conjugada del ácido liberando así, una cantidad equivalente de ácido débil.

Si añadimos al sistema una base fuerte, por ejemplo hidróxido de sodio, los iones hidroxilosconsumen rápidamente iones hidrógenos del sistema para formar agua, lo que provoca la transformación de una parte del ácido acético libre en acetato que es una base menos fuerte que el hidróxido de sodio.

La utilidad de las mezclas amortiguadoras en la regulación del equilibrio ácido-base del plasma sanguíneo, estriba precisamente en la posibilidad de mantener la concentración de iones hidrógeno dentro de límites estrechos, que con razón puede considerarse invariable. El pH se puede mantener muy aproximadamente al nivel que convenga, escogiendo las mezclas adecuadas. Por un ejemplo, con un determinado amortiguador el pH de una cierta reacción puede ser tres, y con otro amortiguador la misma reacción se puede estudiar a pH ocho.

Ecuación de Henderson-Hasselbach

La Ecuación de Henderson-Hasselbach permite calcular el pH de una mezcla amortiguadora conociendo su composición. En su deducción, para un amortiguador compuesto de un ácido débil y una sal de su base conjugada, se considera que la concentración de ácido libre es aproximadamente igual a la del ácido total, y la concentración del ión base conjugada coincide con la concentración de la sal. Con ello, La Ecuación de Henderson-Hasselbach expresa que el pH de una solución amortiguadora se calcula sumando al pK del ácido, el logaritmo de la relación concentración de sal / concentración de ácido, es decir

pH = pKa + log [sal]

De acuerdo con todo lo anterior, el pKa de un ácido débil se puede definir como el pH del sistema amortiguador que resultaría al añadirle una cantidad equimolar de una sal fuerte del mismo ácido, o bien el pH alcanzado después de neutralizar con base fuerte, exactamente, la mitad de ácido. Para el ácido acético, una solución uno molar de ácido puro tiene un pH de 2.38, mientras que un



sistema amortiguador con cantidades equimolares de ácido y sal tiene un pH igual al pK del ácido acético, es decir, 4.76.

Propiedades de los amortiguadores

1. El pH de una solución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil que la integra, es decir del pKa del ácido.2. El pH de un sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre la sal y el ácido, pero no de las concentraciones absolutas de estos componentes. Por ejemplo, un sistema amortiguador 2 M en sal y 1 M en ácido, regula el mismo pH que un sistema amortiguador 4 M en sal y 2 M en ácido, debido a que la relación concentración de sal /concentración de ácido es igual.3. La modificación del pH, en una solución amortiguadora, resulta exigua hasta que uno de los componentes esté próximo a agotarse, debido a que el pH varía con el logaritmo del cociente concentración de sal / concentración de ácido. Este cociente es afectado por la adición de ácido o base fuerte, pero el valor logarítmico de la relación concentración de sal / concentración de ácido varía muy poco.


Es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico

EVALUACIÓN


1.- Se ha realizado la reacción N2O4(g) <===> 2 NO2(g) varias veces, con distintas cantidades, siempre a 134 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio las concentraciones de las dos substancias en cada muestra fueron: muestra nº 1 2 3

[N2O4]/(moles/l) 0,29 0,05 -

[NO2]/(moles/l) 0,74 - 0,3

Completar la tabla. R// 0,3074 mol/l 0,04762 mol/l

2.-A 327ºC la Kc = 77 M-2 para el proceso: N2(g) + 3H2(g) <===> 2NH3(g) ,hallar la Kp a esa misma temperatura, para: 4NH3(g) <===> 2N2(g) + 6H2(g) R//996,11 atm4

Sea Kc1 la correspondiente al primer proceso y Kc2 al segundo, sus expresiones son:

3.- La constante de equilibrio para: Cl2(g) + CO(g) <===> COCl2(g) es Kc = 5 (mol/l)-1 a cierta temperatura. Se tienen las siguientes mezclas en respectivos recipientes, todos de un litro:Esta página puede ser reproducida con fines no lucrativos, siempre y cuando no se mutiles, se cite la fuente completa y su dirección electrónica. De otra forma requiere permiso previo por escrito de la institución.


5 mol de Cl2 2 mol de Cl2 1 mol de Cl2

2 mol de CO 2 mol de CO 1 mol de CO

20 mol COCl2 20 mol COCl2 6 mol COCl2

¿Está cada uno de estos sistemas en equilibrio? Si no, ¿en qué sentido evolucionarán?

R// a)Sentido directo b)Equilibrio c)Sentido inverso

Expresión de la Kc para el equilibrio: Cl2(g) + CO(g) <===> COCl2(g)

4.- A 270ºC se mezclan 1 mol de N2 y 3 moles de H2 , al llegar al equilibrio, se han formado 0,4 moles de NH3, y la presión es de 10 atm . Hallar: a) los moles de cada gas y la presión parcial de cada gas, en el equilibrio. b) Kp para la reacción N2(g) + 3H2(g) <===> 2NH3(g) a 270ºC

R// a)0,8 moles, 2,4 moles, 0,4 moles, 2,22 atm, 6,66 atm, 1,11 atm. b)1,88.10-3 atm-2

5.- La Kc= 4,1·10-2 moles/l, para: PCl5 <===> PCl3 + Cl2. En un reactor se pone PCl5.. Al llegar al equilibrio hay 0,53 moles de Cl2 y 0,32 moles de PCl5. ¿Cuál es el volumen del reactor ?. Si se reduce a la mitad el volumen ¿cuál es la composición del gas en equilibrio?. R//21,4 lit 0,42 0,43 0,43 moles

6.- A 500 K el PCl5 se descompone en un 14% según la ecuación PCl5 (g) ⇔ PCl3(g) + Cl2(g).

Si en un recipiente de 2 litros ponemos 2 moles de pentacloruro de fósforo y calentamos hasta 500ºC Hallar Kc para la reacción a esa temperatura. R// 0,0228 mol/lit

7.- Si 1 mol de etanol se mezcla con 1 mol de ácido acético a 25ºC, la mezcla en equilibrio contiene 2/3 moles del éster acetato de etilo. Se pide:

a) Kc para: CH3-CH2OH + CH3-COOH <===> CH3-COO-CH2-CH3 + H2O

b) Al mezclar 3 moles de etanol y 1 mol de ácido acético ¿Cuántos moles de éster hay en el equilibrio? R// Kc=4 0,9 moles

8.- Sea el equilibrio: Xe(g) + 2F2(g) ⇔ XeF4(g) ΔH = -218 kJ/mol. Explicar en que sentido evoluciona el equilibrio si: 1) Aumenta el volumen total, a T=cte. 2) Si disminuye la temperatura, a V=cte. 3) Se añade Xe(g) a volumen constante. 4) Disminuye la presión total (a T=cte.)

1)Un aumento de volumen total favorecerá el sentido en el que aumenten el número de moles de los gases, como en la reacción por cada mol de gas que se forma se gastan tres de los reaccionantes, mientras que en la reacción inversa ocurre lo contrario, la evolución se producirá SEGÚN LA REACCIÓN INVERSA.

2)Una disminución de la temperatura favorece el sentido EXOTÉRMICO, como la reacción directa es exotérmica, ya que ΔH<0, la evolución será según PROCESO DIRECTO.Esta página puede ser reproducida con fines no lucrativos, siempre y cuando no se mutiles, se cite la fuente completa y su dirección electrónica. De otra forma requiere permiso previo por escrito de la institución.


http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_din%C3%A1mico

http://es.wikipedia.org/wiki/Velocidad_de_reacci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_reversible

http://es.wikipedia.org/wiki/Concentraci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Actividad_(qu%C3%ADmica)

4.2.-Equilibrio químico

45

3)Una adición de cualquier reactivo del equilibrio, provoca una evolución que tiende a “minimizar” el aumento provocado por la adición, es decir, el sistema evolucionará en el sentido que consuma ese reactivo, en nuestro caso la evolución será según el SENTIDO DIRECTO.

4) Es el mismo caso que el del primer apartado, ya que un aumento de volumen a T=cte. implica una disminución de la presión (ley de Boyle).

9.-A 400 K, el equilibrio: SO2Cl2(g) ⇔SO2(g) + Cl2(g) se establece cuando se ha disociado el 60% del SO2Cl2 y la presión es de 32 atm.. Hallar Kp. Si inicialmente hay 0,2 moles de SO2Cl2 y 0,2 moles de SO2 Hallar el grado de disociación a 18 atm. R//18 atm 0,62

10.- Para la reacción H2(g) + I2(g) ⇔ 2HI(g), K = 50 a 450 ºC. En un reactor de 1 litro se introducen 1 mol de H2, 1 mol de I2 y 2 moles de HI. a) ¿En qué sentido se producirá la reacción?

b) Hallar los moles de cada gas en el equilibrio. R// En sentido directo 3,12 0,44 y 0,44 moles

11.- A 134ºC, Kp= 66 atm para: N2O4(g) ⇔ 2NO2(g). Se ponen n moles de N2O4 en un reactor y se alcanza el equilibrio a 134ºC y 1 atm de presión. Hallar el grado de disociación del N2O4 R// 0,97

N2O4(g) <===> 2NO2(g)

12.-A 500K, Kp=67 para: NH4Cl(s)⇔HCl(g)+NH3(g) En un recipiente cerrado de 500 ml ponemos 0,4 moles de NH4Cl(s). Cuando se alcance el equilibrio: A) Hallar los moles de cada sustancia. B) Si a 500K ponemos, en el recipiente cerrado 0,1 moles de NH3(g) y 0,1 moles de HCl(g), hallar las presiones parciales de cada gas y la presión total, cuando se alcance el nuevo equilibrio

R//0,1 moles 0,1 moles 0,3 moles, 8,2 atm 8,2 atm 16,4 atm

B) Observar que:

1)Por no variar la temperatura la constante seguirá siendo la misma:Kc=0,04 M2.

2)Por no variar el volumen, ya que es el mismo recipiente, V=0,5 litros

Al añadir el mismo número de moles de cada producto, con lo que inicialmente para el segundo equilibrio habrían 0,3 moles de HCl(g) y de NH3(g), el Principio de Le Chatelier nos dice que el sistema evolucionará según el proceso inverso hasta llegar a un nuevo equilibrio, en el que deberá haber necesariamente 0,1 mol de HCl y 0,1 mol de amoniaco, para que Kc siga siendo 0,04 M2.

Presiones parciales:

p·V = n.R.T p·0,5 = 0,1·0,082·500 p = 8,2 atm.⇒ PT = 2·8,2 =16,4 atm



Este segundo apartado puede plantearse teniendo en cuenta que las presiones parciales (p) en el equilibrio son iguales::

Kp = p·p 67=p2 p = 8,2 atm.

13.-A unos 500ºC el carbonato amónico se descompone térmicamente según la reacción de equilibrio:

(NH4)2CO3(s)⇔2NH3(g) + CO2(g) + H2O(g)

Hallar Kp, a esa temperatura, si la presión total en el equilibrio es de 2,8 atm R//0,96 atm4

Se trata de un equilibrio heterogéneo, por tanto la expresión de Kp sólo dependerá de las presiones parciales de las sustancias gaseosas:

KpPPPCOHONH=222••

Según la ecuación del equilibrio por cada 1 mol de CO2(g) que se produzca, se obtendrá 1 mol de vapor de agua y 2 moles de amoniaco.

De la ecuación de los gases, P·V=nRT, se deduce que la presión de un gas y el nº de moles del mismo son directamente proporcionales, en las mismas condiciones. Por tanto:

Sea “p” la presión parcial del CO2 en el equilibrio, la presión parcial del vapor de agua también será “p” y la presión parcial del amoniaco será “2·p”, sustituyendo:

Kp = p·p·(2p)2 = 4·p4

La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales:

PT = p + p + 2p = 4p ⇒ 2,8 = 4p ⇒ p = 0,7 atm ⇒ Kp = 4·0,74 = 0,96 atm4

14.- La reducción del dióxido de carbono a monóxido de carbono, con carbono al rojo, es un proceso de equilibrio:

CO2(g) + C(s) ⇔ 2CO(g) ΔH = 23,2 kJ a 40ºC

Explicar como se modifica la cantidad de CO(g) si:

(a)Disminuimos la presión total

(b)Disminuimos la presión parcial de CO2(g)

(c)Añadimos más C(s)

(d)Calentamos hasta 70ºC. ¿Qué le ocurriría a Kc y a Kp en cada caso?.

Apliquemos el P. De Le Chatelier:



(a) Una disminución de la presión total favorece el sentido en el que aumente el nº moles de los gases, luego el sistema evolucionará según el proceso directo, y aumentará el CO(g)

(b) Al disminuir presión parcial de uno de los gases, el sistema evolucionará en el sentido en el que se produzca ese componente, que por ser en este caso el CO2(g), el sentido será el del proceso inverso y la cantidad de CO(g) disminuirá.

(c) La adición de C(s) no modifica el equilibrio, es decir, la cantidad de CO(g) no cambia.

(d) Un aumento de la temperatura favorece el proceso endotérmico, como en este caso el proceso directo es endotérmico (ΔH>0), al calentar aumentará el CO(g)

Tanto Kc como Kp sólo dependen de la temperatura luego sólo se modificarán cuando varíe la temperatura, es decir, en el caso (d).

En un equilibrio en el que el proceso directo es endotérmico un aumento de temperatura provoca un aumento de la constante de equilibrio, por lo que al calentar aumentarán Kp y Kc

15.- La composición de equilibrio para la reacción CO(g) + H2O(g) <===> CO2(g) + H2(g) es:

0,l 0,l 0,4 y 0,1 moles, respectivamente, en un matraz de 1 litro. Se añaden a al mezcla en equilibrio (sin modificar el volumen) 0,3 moles de H2. Hallar la nueva concentración de CO una vez restablecido el equilibrio. R// 0,167 mol/lit

16.- El SnO2(s) reacciona con hidrógeno según: SnO2(s) + 2H2(g) <===> Sn(s) + 2H2O(g). Si los reactivos se calientan en un recipiente cerrado a 500 ºC, se llega al equilibrio con unas concentraciones de H2 y H2O de 0,25 moles·l-1, de cada uno. a) Se añade 0,25 moles de H2 al recipiente, ¿Cuáles serán las concentraciones de H2O e H2 cuando se restablezca el equilibrio? b) ¿Pueden encontrarse en equilibrio un mol de H2 y dos moles de H2O a la misma temperatura? Justifica la respuesta. R// a)0,375 mol/lit 0,375 mol/lit b) No

SnO2(s) + 2 H2(g) ⇔ Sn(s) + 2 H2O(g)

I) (0,25+0,25) 0,25

Eq) 0,5-x 0,25+x

Concentraciones:

[H2] = 0,5-0,125=0,375M [H2O] = 0,25+0,125=0,375M

Si la K=1 , sólo puede haber equilibrio cuando hayan los mismos moles de hidrógeno y de vapor de agua, por tanto no pueden estar en equilibrio 1 mol de hidrógeno y 2 moles de vapor de agua.

17.- A 634K la reacción 2 H2S(g) ⇔ 2 H2(g) + S2(g) alcanza el equilibrio cuando hay 1 mol de H2S; 0,2 moles de H2 y 0,8 moles de S2 en un reactor de 2 litros. Hallar a) Kc a 634K. b) A la misma



temperatura y en un reactor igual, hay 0,1 moles de H2 y 0,4 moles de S2, en equilibrio con H2S ¿Cuántas moles de H2S habrá en la mezcla? R// 0,016 mol/l 0,3535 moles

18.- En las ecuaciones: l) CO(g) + H2O(g) ⇔ CO2(g)+H2(g) 2) 2SO2(g) + O2(g)⇔ 2SO3(g)

3) N2(g) + 3H2(g) ⇔ 2NH3(g). Escribir la relación entre Kc y Kp para cada una.

19.- Un matraz contiene una mezcla de N2, H2 y NH3 en equilibrio a la presión total de 2,8 atm, la presión parcial del H2 es 0,4 atm y la del N2, 0,8 atm. Calcula Kp para la reacción en fase gaseosa N2(g) + 3H2(g) <===> 2NH3(g) a la temperatura de la mezcla. R// 50 atm-2

20.- La siguiente mezcla es un sistema en equilibrio: 3,6 moles de hidrógeno, 13,5 moles de nitrógeno y 1 mol de amoníaco a una presión total de 2 atm y a una temperatura de 25 ºC. Se pide:

a) la presión parcial de cada gas; b) Kc y Kp para la reacción N2(g) + 3H2(g) <===> 2NH3(g) a 25 ºC. R// 0,11 atm 1,492 atm 0,3978 atm 0,13 atm-2 77,62 (mol/l)-2

BIBLIOGRAFIA

El objeto de incluir la bibliografía en un manual, es proporcionar al participante una lista de referencias que pueda consultar en el caso de que desee profundizar en algún tema, al redactarla puede agrupar las referencias por tema de estudio de esta forma se facilitaría la selección del estudiante que desea profundizar en un tema determinado.

Equilibrio químico

Anote el tema



UNIDAD 3







Determinaciones gravimétricas


Métodos volumétricos


Aplicar conceptos básicos de los métodos volumétricos en la resolución de problemas.

Conocer las bases para realizar Determinaciones gravimétricas

DESARROLLO DEL TEMA

3.1 Métodos Volumétricos



3.2 Determinación Gravimétrica




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.

En las valoraciones volumétricas se determina el volumen de una disolución de concentración conocida, que se necesita para reaccionar, de forma prácticamente completa con el analito. Las valoraciones gravimétricas difieren sólo en que se mide el peso del reactivo en lugar de su volumen. En las reacciones culombiométricas, el "reactivo" es la corriente eléctrica continúa constante, de magnitud conocida, que reacciona con el analito; en este caso se mide el tiempo necesario para completar la reacción electroquímica.

Una disolución estándar de reactivo (o valorante estándar) es una disolución de reactivo de concentración conocida, que se usa para realizar un análisis volumétrico. Una valoración se hace añadiendo lentamente una disolución estándar de reactivo desde una bureta a una disolución de analito, hasta que la reacción entre los dos sea completa.

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. A veces es necesario añadir un exceso de valorante estándar, y después determinar el exceso, mediante una valoración por retroceso, con un segundo valorante estándar. En este caso, el punto de equivalencia es tal, que la cantidad gastada de valorante equivale a la cantidad de analito más la cantidad de retrovalorante.

EVALUACIÓN


1. Se pesaron 0.538 g de una muestra de (NH4)2SO4 impuro, se disolvieron en agua y se alcalinizó con NaOH. El amoniaco liberado se destiló sobre 50.0 mL exactos de HCl 0.098N. El exceso de HCl se valoró por retroceso con 15.3 mL de NaOH 0.119N. Expresar los resultados de este análisis en términos de: a) Porcentaje de NH3(MM=17,03) R=9.75% b) Porcentaje de (NH4)2SO4 (MM=132,1) R=37.8%

2. Calcule la concentración molar de la solución de concentración desconocida en cada una de las titulaciones siguientes:

a) 50.00 mL de HCl de concentración desconocida, que requirió 12.25 mL de NaOH 0.05050N R= 0.01237 M

b) 50.00 mL de CH3COOH de concentración desconocida, que requirió 14.23 mL de KOH 0.1002N R= 0.02852 M

c) 50.00 mL de ácido ftálico de concentración desconocida, que requirió 10.38 mL de NaOH 0.1075N para llegar a su segundo punto final. R= 0.01116 MEsta página puede ser reproducida con fines no lucrativos, siempre y cuando no se mutiles, se cite la fuente completa y su dirección electrónica. De otra forma requiere permiso previo por escrito de la institución.


3. Cierta preparación de carbonato de sodio contiene 98.6% de Na2CO3. Si una muestra de 0.678 g se titula con 36.8 mL de solución de ácido sulfúrico, ¿cuál será la molaridad de ácido sulfúrico? R= .171 M

4. La concentración de ácido acético de una muestra de vinagre se valora midiendo 10.00 mL de éste y titulándolo con hidróxido de sodio 0.2051 N, del cual se emplean 39.0 mL. Calcular la concentración de ácido acético.

R= 4.80 % p/v

5. Para determinar la concentración de acetato de etilo en una solución alcohólica, se diluyó una muestra de 10.00 mL de la solución hasta 100.0 mL. Después se tomó una alícuota de 20.00 mL de esta solución y se sometió a reflujo con 40.00 mL de KOH 0.04672 M:

CH3COOC2H5 + OH ⁻ à CH3COO ⁻ + C2H5OH

Después de enfriar, el exceso de OH ⁻ se tituló por

retroceso con 3.41 mL de H2SO4 0.05042 M. Calcular los gramos de acetato de etilo por cada 100 mL de la muestra original.

6. Con base en la siguiente reacción calcule el volumen en mL de KOH 0.1450 M necesario para valorar el H5IO6

H5IO6 + KOH KH4IO6 + H2O

R= 19.5 mL

7. Sí se necesitaron 42.71 mL para valorar 1.2875 g de Na2B4O7•10H2O puro con base en la siguiente ecuación, ¿cuál es la concentración molar del HCl?

Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O 4H3BO3 + 2NaCl R= 0.1581 M

BIBLIOGRAFIA


Metodos Volumetricos y determinaciones gravimetricas

Anote el tema



http://www.monografias.com/trabajos11/tebas/tebas.shtml

http://www.monografias.com/trabajos11/metods/metods.shtml#ANALIT

http://www.monografias.com/trabajos7/elec/elec.shtml

http://www.monografias.com/trabajos901/evolucion-historica-concepciones-tiempo/evolucion-historica-concepciones-tiempo.shtml

http://www.monografias.com/trabajos5/volfi/volfi.shtml

http://www.monografias.com/trabajos11/metods/metods.shtml



UNIDAD 4

Métodos Instrumentales




Métodos cromatograficos


Métodos ópticos

Métodos electroquimicos


Aplicar los fundamentos, instrumentación y aplicaciones de los diferentes métodos instrumentales de análisis químico e interpretar los datos y/o reportes generados.

DESARROLLO DEL TEMA

4.1 Métodos ópticos



4.2 Métodos Cromatograficos



4.3. Métodos electroquímicos




Los métodos químicos están basados en interacciones materia–materia, esto es, en reacciones químicas*. Estos métodos fueron durante un gran periodo de tiempo esencialmente empíricos, implicando, en la mayoría de los casos, una gran destreza experimental. Actualmente, se utilizan conceptos, fenómenos y propiedades que han contribuido a aumentar y consolidar la base sobre la que se asientan los antiguos métodos empíricos, así como a desarrollar otros nuevos.

Por otro lado, la revolución tecnológica e industrial, a la vez que plantea nuevos problemas, ha impulsado el desarrollo de nuevos métodos, de forma que actualmente, puede afirmarse que todas las propiedades de la materia pueden utilizarse para el establecimiento de un método de análisis. Surgen así una gran cantidad de métodos instrumentales, basados en interacciones materia–energía, que emplean algún aparato distinto de la balanza y la bureta para realizar la medida y para los cuales no es sencial el concurso de una reacción química.

Un método analítico se considera físico cuando no incluye reacción química alguna y la operación de medida no modifica la composición química del sistema, como, por ejemplo, cuando se trata de medir la intensidad del color de una disolución de permanganato (la cual es proporcional a la Esta página puede ser reproducida con fines no lucrativos, siempre y cuando no se mutiles, se cite la fuente completa y su dirección electrónica. De otra forma requiere permiso previo por escrito de la institución.


concentración). Sin embargo, en muchas ocasiones, simultáneamente con la medida de la propiedad física elegida, es necesario emplear reacciones químicas (por ejemplo, puede determinarse hierro colorimétricamente mediante la formación del complejo Fe2+–o,fenantrolina). Por ello a veces, se utiliza el término de métodos fisco-químicos de análisis.

BIBLIOGRAFIA



Anote el tema



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ANEXOS

En esta sección se incluyen todos los formatos o información adicional que se utilizaran durante el curso y que permitirá una mejor comprensión del tema. También incluya la forma en que se desarrollará el curso. Cronograma, Evaluación, Dinámica.



química analítica

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