QUIMICA ANALITICA I - aprendeenlinea.udea.edu.coaprendeenlinea.udea.edu.co/lms/moodle/file.php/463/Modulo_1/... · Alexander Santamaría QUIMICA ANALITICA I AUTOR: ALEXANDER SANTAMARIA

Alexander Santamaría

QUIMICA ANALITICA I

AUTOR: ALEXANDER SANTAMARIA

TEMA 1: CONCEPTOS BÁSICOS

a) Que es la química?: Es una rama de las ciencias naturales que estudia las propiedades, la estructura, la composición y las transformaciones de las sustancias relacionadas con su entorno.

b) Que es la química analítica?Es una rama de la química que estudia la identificación, separación y determinación de las cantidades relativas de los componentes de una muestra. Estas tres etapas hacen parte del método analítico.

Métodos de análisis.

Los métodos de análisis se clasifican según la propiedad que se mide en:

1) Métodos clásicos

Método Medida final Ejemplo

Gravimétricos Peso de la sustancia de interésPrecipitaciónVolatilización

VolumétricosVolumen de analato de

concentración exactamente conocida

Neutralización acido-base.Precipitación.Complejación.

REDOX

Nota: Son bastante importantes por su sensibilidad y precisión pero son muy demorados.


2) Métodos instrumentales.

Dependen de la propiedad medida la cual es directa o indirectamente proporcional a la concentración de analito.

Método Propiedad medida Ejemplo

ElectroanalíticosE

lect

rici

dad

Cambio de potencial )0( iEPotenciometría

Intensidad de corriente (i), i CVoltamperometría

Intensidad de corriente por difusión (id C)

Polarografía.

Conductancia G ó I/R G Conductimetria

Cantidad de carga eléctrica Q. Coulombimetricos

EspectroscópicosRelación masa-carga Espectrometría de

masas

TérmicosCalor de reacción Análisis

termogravimétrico

ÓpticosDispersión o refracción de la radiación. Refractometría.

Turbidimetría.Colorimetría.

ETAPAS DE ANALISIS CUANTITATIVO

Se refiere al número de pasos y al orden lógico que se debe tener en cuenta para llevar un análisis cuantitativo independiente mente del área del saber (química, biología, física o matemáticas).

1. Identificación del problema

2. Selección del método de análisis

3. Toma de muestra

4. Tratamiento de la muestra

5. Definir réplicas

¿Cuál es el analito?

Depende de la exactitud, confiabilidad y la economía del método, por ejemplo vía húmeda o seca.

Homogénea: muestreo simple.Heterogénea: muestreo múltiple. (Debe ser representativo de la muestra total)

Homogénea: muestreo simple.Heterogénea: muestreo múltiple. (Debe ser representativo de la muestra total)

Cada réplica debe ser del mismo tamaño


Nota: Si en 10 hay mucha dispersión se debe replantear el método.

CONCEPTOS FUNDAMENTALES.

1. Masa: Es una medida constante de la cantidad de materia de un objeto.2. Peso: Es la fuerza de atracción que ejerce la tierra sobre un objeto3. Mol: Cantidad de sustancia contenida en 6.02 x 1023 entidades elementales:

átomos, moléculas, partículas, electrones o pares iónicos.

6.02 x 1023 es el número de avogadro.

6. Dilución de las muestras

7. Se define repetición

8. Eliminar interferencias

Es este caso:1. Se disuelve y se valora todo.2. Se lleva la solución a un exacto y se toma alícuotas.

Este se define si solo se toman alícuotas.Repetición es diferente a replicación.

Es una especie o especies que están presentes en la muestra que presentan una propiedad química muy similar al del analito causando un aumento o atenuación de la propiedad medida.

9. Medición de la propiedad.

10. Cálculo de resultados

11. Tratamiento estadístico de los datos

12. Reporte de datos

Son expresiones matemáticas o gráficas que nos permite obtener la concentración del analito.

Nos da idea de la confiabilidad del método y el grado de precisión y exactitud cuando se compara con estándares.

Debe ser el mejor valor ± más o menos una medida dispersión.


4. Masa Molar: Se define como la masa en gramos de un mol de sustancia. La masa molar se calcula al sumar las masas de todos los átomos que aparece la fórmula química.

5. Solución: Es una mezcla homogénea constituida por dos o más componentes, uno de estos es el soluto y el otro es el solvente (ejemplo: sal de cocina mas agua). Una mezcla homogénea se identifica porque solo se observa una sola fase, en el caso de un sistema de más de dos fases, la mezcla es heterogénea y no es una solución.Soluto: Puede ser cualquier sustancia, siempre y cuando formen una mezcla homogénea (es decir, el soluto debe ser soluble en el solvente) los solutos se pueden clasificar en:

a) Electrolitos: Cuando en una solución son capaz de conducir la corriente eléctrica, estas a su vez se dividen en:

b) No electrolitos: Son aquellos que no conducen la corriente eléctrica, por ejemplo el azúcar y las sustancias no polares.

Solvente: Es el constituyente más abundante de una solución y puede ser de dos clases:

a) Anfipróticos: son aquellos solventes que se comportan como ácidos en presencia de solutos básicos (protogénicos) o como bases en presencia de solutos ácidos (protofílicos)

Solventes Protogénicos: son aquellos solventes que se comportan como ácidos frente a solutos básicos (es decir, lo único que pueden hacer es


donar protones), ejemplo: HCl, HNO3, H2SO4, HClO4, CH3COOH, HCOOH.

Solventes Protofílicos: son aquellos solventes que se comportan como bases frente a solutos ácidos (es decir, lo único que pueden hacer es recibir protones), ejemplo: piridina (C5H5N), Éteres, esteres, dimetilsulfoxido (CH3)2SO2

Solvente neutros: Tienen ambas características por ejemplo acido o base. H2O, alcoholes primarios.

b) Solventes apróticos: Son aquellos solventes que no donan ni aceptan protones C6H6, CCl4, THF, CHCl3, CH2Cl2.

TEORIA ACIDO-BASE (Brønsted-Lowry)

Acido: sustancia que en solución acuosa o no acuosa puede donar un protón (H+).Base: sustancia que en solución acuosa o no acuosa puede aceptar un protón (H+).

Aquí se introduce el concepto de pares conjugados “Acido-base” ejemplo:

Ácidos fuertes (disocian 100%).Acido base Base conjugada Ácido conjugado

HClO4 + H2O → ClO4 + H3O

+

HCl + H2O → Cl + H3O+

Ácidos Débiles (disocian parcialmente).

Acido base Base conjugada Ácido conjugado

H3PO4 + H2O H2 PO4 + H3O

+

H2 PO4 + H2O H2 PO4

+ H3O+

NH4+ + H2O NH3 + H3O

+

Note que para las sustancias fuertes, la direccionalidad de la reacción se representa en un solo sentido (), mientras que las reacciones de sustancias débiles se representa de forma bidireccional ().


El siguiente diagrama muestra la fuerza relativa de algunos acido y sus bases conjugadas:

Nota: los iones perclorato (ClO4-) prácticamente no tienen afinidad por los protones,

mientras que los iones sulfuro (S2-) y (OH-) presentan una alta afinidad por aceptar protones.

Solventes diferentes al H2O.

La tendencia de un solvente a donar o aceptar protones determina la fuerza de un soluto acido o básico. Por ejemplo el HClO4 y HCl experimentan disociación completa en H2O, sin embargo cuando se reemplaza el solvente por acido acético anhídrido que es un receptor de protones mas débil que el agua, ninguno de estos experimenta disociación completa, en su lugar se establece equilibrio.

HClO4 + CH3COOH ClO4 + CH3COOH2

+

Acido base Base conjugada Ácido conjugado (protón solvatado)

Solvente diferenciador

Supongamos que el solvente sea metanol CH3OH

NH3 + CH3OH NH4+ + CH3O

Base Acido Ácido conjugado Base conjugada


HNO2 + CH3OH CH3OH2+ + NO2

Acido Base Ácido conjugado Base conjugada

Autoprotólisis

Los solventes anfipróticos también pueden experimentar autoionizaición o autoprotolisis para formar un par de especies iónicas. La autoprotolisis es otro ejemplo del comportamiento acido base.

H2O + H2O OH + H3O+

Acido base Base conjugada Ácido conjugado

CH3OH + CH3OH CH3O + CH3OH2

+

Base Acido Base conjugada Ácido conjugado

NH3 + NH3 NH4+ + NH2

Base Acido Ácido conjugado Base conjugada

SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI)

Según SI existen siete unidades fundamentales las cuales se resumen en la siguiente tabla:

Masa Kilogramo KgLongitud Metro mTiempo Segundo sTemperatura Kelvin KCantidad de sustancia Mol molCorriente eléctrica Amperio AIntensidad luminosa Candela Cd

Estas unidades pueden ser usadas en combinación para generar unidades complementarias tales como volumen, velocidad, densidad, área, presión etc…


Prefijos:

Son Múltiplos o submúltiplos de potencia de 10 que se utilizan con las unidades básicas para expresar cantidades de medida muy grandes o muy pequeñas en términos de pocos dígitos simples: esto da origen a la notación científica.

Múltiplos decimales. Submúltiplos decimales

CIFRAS SIGNIFICATIVAS

Métodos para presentar datos analíticos.

Cifras significativas: Las cifras significativas en una cantidad medible, corresponde atodos aquellos dígitos ciertos o verdaderos, seguido por el primer dígito incierto.

30.2 ± 0.02 → 30.22 (ó 30.18)

Dígitos ciertos Dígito incierto 4 cifras significativas

Reglas cifras significativas.

1) Cualquier dígito diferente de cero es significativo. Así 8.45 cm tiene tres cifras significativas, los ceros pueden ser significativos dependiendo de su posición.

2) Ceros ubicados entre dígitos diferentes a este son significativos, Así 606 g tiene tres cifras significativas.

3) Ceros a la izquierda del primer dígito diferente de cero no son significativos así 0.008 L tiene una sola cifra significativa, estos ceros se utilizan para indicar el punto decimal.

4) Si el número es mayor o igual que 1, los ceros escritos a la derecha del punto decimal son significativos, así 20 mg, tiene 2 cifras significativas.

Prefijo Símbolo FactorYotta Y 1024

Zeta Z 1021

Exa E 1018

Peta P 1015

Tera T 1012

Giga G 109

Mega M 106

Kilo K 103

Hecto h 102

Deca d 101

Prefijo Símbolo Factordeci d 10-1

centi c 10-2

mili m 10-3

micro µ 10-6

nano n 10-9

pico p 10-12

femto f 10-15

atto a 10-18

zepto z 10-21

yocto y 10-24


FORMAS DE EXPRESAR CONCENTRACIÓN Y COMPOSICIÓN DE SOLUCIONES.

UNIDADES DE COMPOSICIÓN

1 ) Porcentaje peso-peso

%(p/p) = lns

sto

m

mx 100

= ln100 s

sto

g

g

2 ) Porcentaje peso-volumen

%(v/v) = lns

sto

V

VX 100

=ln100 s

sto

ml

ml

Nota: 1) y 2) son adimensionales (no tienen unidades, pues se cancelan)

3 ) Porcentaje volumen-volumen

% (p/v) = lns

sto

V

mx 100

=ln100 s

sto

ml

g

Nota: Las unidades de esta expresión no se cancelan por lo tanto deben ser especificadas.

4 ) porcentaje molar

% (η/ η) = lns

sto

x 100

=ln100 s

sto

Se usa para expresar la compocisión de reactivos acuosos comerciales. El HNO3 se vende al 70% (i.e 70 g de HNO3 por 100 g de sln)

Se utiliza para expresar la composición de una solución preparada al diluir un líquido puro con otro líquido. Ejemplo: solución acuosa de metanol al 5 % quiere decir que 5 ml de etanol por cada 100 ml.

Se utiliza para expresar la composición de un soluto sólido en una solución acuosa.Ejemplo: solución acuosa de AgNO3 al 5% se refiere a 5 g AgNO3 por cada 100 ml de solución.


5) partes por millón peso-peso

ppm (p/p) = lns

sto

m

mx 106

=ln

610 s

sto

g

gx 100

6) Partes por millón peso volumen Para soluciones acuosas muy diluidas la densidad es aproximadamente 1.00 g/ml.

ppm (p/v) = lns

sto

g

gx 106 x

ln

ln1

s

s

ml

g=

lns

sto

ml

gx 106

≡ln

610 s

sto

ml

g≡

lns

sto

L

mgya que

ln

1

s

sto

L

mg= 1 ppm

≡ln

610 s

sto

ml

gx

ln

ln

1

1000

s

s

L

mlx

sto

sto

g

mg

1

1000=

lns

sto

L

mg

7) Partes por mil peso-peso

ppt(p/p) = lns

sto

m

mx1000ppt =

≡ ln

310 s

sto

g

g

8) Partes por mil peso-peso

ppt(p/v) = lns

sto

V

mx1000ppt =

≡ ln

310 s

sto

ml

g

9) Partes por billón peso-peso

ppb (p/p) = lns

sto

m

mx109

1 billón = 109 en el sistema ingles equivale a 1 millardo cuando se traduce al español. Por lo tanto 1 billón = 1000 millones.


UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

1. Formalidad ( definido inicialmente para especies iónicas)

F = slndeL

stodefórmulaPeso#=

slndeL

PF# stog

# PFg = PF

stog

# PFg = sto

sto

P.M

g

2. Molaridad (definido inicialmente para moléculas sin disociar)

Ma =)ln(LsdeV

solutodemoles

=)ln(mlsdeV

solutodemmol

Ma =)(ln LVs

sto=

)(ln mlV

m

s

sto

Nota: Esta expresión se utiliza para soluciones no iónicas, es decir especies que no disocian o que permanezcan como moléculas, muchos autores consideran M y F sinónimos independientes de que el soluto exista como ión o como molécula.

Ma: Concentración molar analítica, me indica como debo preparar la solución.Me: Se utiliza para expresar la concentración de especies en equilibrio o especies disueltas, también se usa la notación [i].

Na2SO4 → 2Na+ + SO4=

0.5 Ma (2x0.5) 0.5

[Na+] ≡ 1.0 Me[SO4

=] ≡ 0.5 Me

3. Osmolaridad (Número total de partículas disueltas por litro de solución)

Os = ln)(

)(

sL

stoOsmoles

El prefijo Os, esta relacionado con la presión osmótica que experimentan las células a una concentración determinada.


EjemploCa3(PO4) → 3Ca2+ + 2PO4

3-

0.2 Ma 0.2x3 0.2x2

Total de especies disueltas = 5 (2 fosfatos y 3 calcios)

Os = 5*0.2m = 0.10 m

4. Densidad

ρsln =)(

)(

ln mlV

gm

s

sto = lns

sto

L

kg=

lns

sto

L

mg

5. Gravedad específica de una solución.

g.e = OH

s

2

ln

6. Normalidad de una solución.

N = )(

#

ln LV

stodegramoeq

s

=

ln

#

sml

stodegramomeq

gramoeq # =stodeleqPeso

msto

stodeleqPeso = e

µ: Peso molecular de la sustancia.e: Corresponde al numero equivalente el cual depende de la reacción en la que participa la especie.

e: # de H ó OH- si la especie participa en una reacción de neutralización # de e- transferidos o ganado si la especie participa en una reacción REDOX # cargas positivas del metal si la especie participa en una reacción de precipitación o complejación.

El concepto de peso equivalente gramo o simplemente equivalente gramo sirve para realizar los cálculos estequiométricos sin balancear las ecuaciones.


7. Titulo de una solución (T)

Peso de analito (mg) analito que es equivalente a un volumen (ml) de solución estandar conocida o viceversa.

T = lns

sto

ml

mg=

sto

s

mg

ml ln

8. Molalidad de una solución.

Mw = lns

sto

kg

=

lns

sto

g

m

9. Funciones (p)

Es una forma de expresar la concentración de una especie a través del logaritmo negativo (base 10) de la concentración molar de la especie, siendo X la especie.

pX = -Log [X]; o [X] = 10 -px

Ejemplo: Si X = H, entonces tenemos pH =-Log [H3O+]

Ejercicio: El análisis de un agua para calderas se encontró que el contenido de iones Ca2+ era de 565 ppm. Teniendo en cuenta que la densidad es de 1563 g/L calcular

1. %(P/P) de Ca2+

2. %(P/V) de Ca2+

3. ppt (P/V) de Ca2+

4. ppt (P/P) de Ca2+

5. ppm (P/P) de Ca2+

6. ppm (P/V) de Ca2+

7. ppb (P/P) de Ca2+

8. ppb (P/V) de Ca2+

9. Ma de Ca2+

10. Si se supone que el Ca en esta agua proviene de la disociación completa delfosfato Ca(PO4)2 , calcular.a) Mab) 10.2. Mw

c) 10.3. P 2ca y P 24PO


Solución.

1. %(P/P) = lns

sto

m

mx 100

%(P/P) = ln

2565

sL

Camg

x

ln

ln

1565

1

s

s

g

Lx

ln

ln

1000

1

s

s

mg

gx100

= 0.0361 % ó ln100

0361.0 2

sg

Cag

2. % (p/v) = )(

)(

ln mlV

gm

s

sto x 100

%(P/V) =ln100

0361.0

s

sto

g

gx

ln

ln1565

s

s

L

gx

ln

ln

1000

1

s

s

ml

Lx100

= 0.0562 % ó ln100

0562.0 2

sml

Cag

3. ppt(P/V) = lns

sto

ml

gx 103

=ln

2

100

0562.0

sml

Cag

x 1000

= 0.562 ppt (P/V)

4. ppt (P/P) = lns

sto

g

gx 310

=ln

2

100

0361.0

sg

Cag

x103

= 0.361 ppt(P/P)

5. ppm(P/P) = lns

sto

m

mx106

=ln

2

100

0361.0

sg

Cag

x106

= 361 ppm


6. ppm (P/V) = lns

sto

ml

gx106 =

lns

sto

L

mg

=ln

2

100

0562.0

sml

Cag

x106 = 562 ppm (P/V)

7. ppb (P/P) =lns

sto

m

mx109

=ln

2

100

0361.0

sg

Cag

x109 = 3.61 x 105 ppb (P/P)

8. ppb (P/V) =lns

sto

V

mx109

=ln

2

100

0562.0

sml

Cag

x109 = 5.62 x 105 ppb (P/V)

9. Ma = lns

sto

L

=ln

2

100

0562.0

sml

Cag

x ln

ln1000

s

s

L

mlx

2

2

08,40

1

Cag

Camol= 0.0140 Ma

10. Para hallar la molaridad analítica del Ca3(PO4)2 escribimos la ecuación de disociación balanceada y a partir de la concentración del calcio del numeral anterior la calculamos como sigue:

Ca3(PO4)2 → 3Ca2+ + 2 PO4≡

a) Ma [Ca3(PO4)2 ] = ln

20140.0

sL

Camol

x

2

2243

3

)(POCa1

Camol

Camol= 4.7x103 Ma

b) Mw = lns

sto

kg

Mw =ln

23107.4

sL

Camolx

x

2

ln

1565 Cag

Ls x

2

2

1

1000

Cakg

Cag= 3.00x103 Mw


c) PX = -Log [X]

X1= Ca2+ =0.0140 mol/L

X2= PO43- =

L

Camol

20140.0x

2

4

3

2

Camol

POmol= 9.33 x 10-3

pCa=-Log [0.0140] = 1.85 pPO4 =-Log [9.33x10 3 ] =2.03

También se puede hacer lo inverso, si lo que se quiere es determinar la concentración a partir del valor de la función p

[Ca2+] = 10-pCa

[PO4≡] = 10-pPO

4

DILUCIONES.

Es una acción que consiste en adicionar solvente (generalmente agua) a una solución concentrada con el fin de obtener una mas diluida o de menor concentración. Las diluciones pueden ser simples o sucesivas.

Dilución simple: en este caso el proceso de dilución se da en solo paso, siempre y cuando se tenga los instrumentos de volumen adecuado.

VcMc = VdMd

Se cumple, diluidaconc ##

Representación esquemática de una solución simple

Dilución sucesiva: en caso de que se quiera preparar soluciones de concentración muy pequeña (ppm, ppb, pptr), que a su vez requieren de instrumentos de volumen o masa muy pequeños que en la mayoría de los casos no están disponibles comercialmente, se recurre al uso de las diluciones sucesivas o por etapas.


Representación esquemática de una solución sucesiva o por etapas

Ejemplos:

a) Diluciones simplesDescriba claramente la preparación de 500.0 mL de solucion de HCl 6.00 Ma en agua pura a partir de una solucion concentrada 18 Ma del mismo reactivo.

Datos conocidos:

Vd = 500.0 mLMd = 6.0 MaMc = 18.0 Ma

Datos desconocidos

Vc =?

Dilucion directa usamos

VcMc = VdMd

Vc = 500.0x6.0 = 166.7 mL 167 mL 18.0

Descripcion: para preparar 500.0 mL 6.0 Ma en HCl, se debe tomar aproximadamente 167 mL del reactivo concentrado (18.0 Ma) y transferirlo a un balon volumetrico de 500.0 ml donde se completa con agua hasta la marca del aforo.


b) Ejemplo de diluciones sucesivasSe require determinar el contenido de Na+ en 5.00 ml de muestra de orina. Esta muestra se diluyo con agua desionizada hasta 100.0 ml en un matraz volumetrico. De esta solucion se tomo una alicota de 20.0 ml y se diluyo con agua hasta 50.0 ml. De esta nueva solucion se tomo una alicota de 25.0 ml y se diluye con agua desinozada hasta 50.0 ml. Finalmente, se tomo 5.00 ml de esta ultima solución y por absorción atomica se detecto que el contenido de Na+ es 5.00 ppm. Determine:

mg de sodio en la muestra original % (p/v) Na+

Planteamiento del problema

5.00 mL Orina (Na+) → 100.0 mL ↓

20.0 mL → 50.0 mL ↓25.0 mL → 50.0 mL

↓ 5.00 mL

↓ 5.00 ppm (Na+)

a) mgNa+ =

0.20

0.100*

0.25

0.50*

1

1000*ln0.50*

ln10

00.56 gNa

mgNamLs

mLs

Nag

= 2.50

b) %(p/v) Na+ = 100*1000

1*

00.5

50.2

ln

Namg

Nag

ml

Namg

s

= 0.05

RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS

Estequiometria de una reacción: Es la relación del número de moles que existe entre los reactivos y los productos de una reacción química. Las relaciones estequiométricas están definidas por 3 leyes.

1. Ley de la conservación de la masa: En una reacción química la masa se conserva (lavoisier), es decir, la masa de las especies de los reactivos es igual a la masa de los productos.


Ejemplos:

Na+(ac) + Cl (ac) → NaCl(ac)

2g 3g 5g

5g 5g

)(83 gHC + )(5 2 gO ) → )(3 2 gCO + )(4 2 gOH

1(44g) 5(32g) → 3(44g) 4(18g)44g 160g → 132g 72g

204 g 204g

Notas. La masa permanece constante independiente de la transformación que sufra, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los cuerpos (especies) resultantes.

En una reacción química la cantidad de materia es igual al final y al comienzo de la reacción.

2. Ley de la composición definida o constante.

Los elementos se combinan para formar compuestos ( o un tercero) en una proporción de masa fija definida.

El FeS se combinan 7 g Fe por cada 4g de S.

S

Fe =

32

56=

16

28=

4

7

Ejemplo: El H2O se combina según relación en masa de 8

1

O

H

1

2=

g

g

16

2=

gO

gH

8

1

De acuerdo con lo anterior, 8g de oxígeno se combinan con 1 g de Hidrógeno paraformar según la ley de conservación de las masas 9g de H2O.


3. Ley de las proporciones múltiples.

Esta ley nos dice que dos sustancias puras se pueden combinar para formar más de un compuesto. En este caso la relación en que se combinan los elementos de una sustancia es igual a una relación de números enteros 2/1, 3/1, 3/2.

Ejemplo:Cu se combina con el oxígeno para formar 2 compuestos diferentes dependiendo de las condiciones experimentales.

Óxidos cobre %Cu %O ( mCu/mO)

I(Cu+) 88.83 11.17 7.953

II(Cu2+) 79.9 20.1 3.975

La tercera columna da las masas de Cu que se combinan con 1 g de oxígeno para formar los respectivos óxidos.

Obsérvese la relación de números enteros 975.3

953.7≡

1

2, se cumple la relación.

REACCIONES QUÍMICAS

Reacción química: Es un proceso mediante el cual los reactivos con unas propiedades bien definidas se transforman en los productos que también tienen propiedades definidas pero diferentes a los reactivos de partida. Las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones.

Una ecuación química es una representación esquemática de una transformación o proceso y puede ser:

1. Moleculares:

3Pb(NO3)2 (ac) + 2NaPO4(ac) → Pb3(PO4)2 (s) +6NaNO3 (ac)

Estado de agregación

2. Iónicas

3Pb2+ + 6NO3- + 6Na+ + 2PO4

3- → Pb3(PO4)2(s) + 6NO3- + 6Na+

Reacción neta:

3Pb2+(ac) + 2PO4

3-(ac) → Pb3(PO4)2(s)


REACTIVO LÍMITE:

Definición: Sustancia que se consume completamente en una reacción química Sustancia que limita una reacción química.

Ejercicio: Cuantas gramos de Pb3(PO4)2 (s) se obtiene al mezclar 0.5120 g de Na3PO4

sólido del 80% pureza con 500ml de solución de Pb(NO3)2 0.00750Ma, si la eficiencia de la reacción es del 85.0% ( P.M. Pb3(PO4)2 = 84.93 g/mol).

En forma molecular la ecuación química es:

Na3PO4 (ac) + Pb(NO3)2 (ac) → Pb3(PO4)2(s) + NaNO3 (ac)

a) Verificar si la reacción esta balanceada y plantear el problema

2 Na3PO4 (ac) + 3 Pb(NO3)2 (ac) → Pb3(PO4)2(s) + 6 NaNO3 (ac)

85.0%

b) Calculamos las milimoles (nmol) de cada reactivo

nNa3PO4 = 512.0 mg Na3PO4x100

0.80x

43

43

164

1

POgNa

POmolNa= 2.50 nmol

nPb(NO3)2 = ln

23)(00750.0

smL

NOnmolPb x 500mLsln = 3.75 nmol

c) Hallamos el reactivo limite a través del calculo de la relación n/C

Se toman las nmoles (n) halladas de cada uno de los reactivos y se divide por el coeficiente estequiométrico (C) de la reacción. En este caso, el menor valor de relación molar, corresponde al valor del reactivo límite.

(n/C)Pb(NO3)2 = 3

75.3= 1.25

Cualquiera de los dos puede ser el reactivo límite.

(n/C)Na3PO4 =2

50.2= 1.25

d) Una vez hallado el reactivo limite, tomamos las moles de dicho reactivo y calculamos las cantidades de las otras especies que participan en la reacción. En este ejemplo vemos que cualquiera de los dos reactivos puede ser la especie limitante. Por lo tanto, tomando las moles del Na3PO4

500 mlPb3(PO4)2

0.00750M

0.5120gNa3(PO4)2

80% pureza

g Pb3(PO4)2

?


W243 )(POPb = 3.75 nmol Na3PO4x

43

243

2

)(1

POnmolNa

POnmolPbx

243 )(1

43.811

POmmolPb

mgx

mg

g

1000

1x

100

85

= 0.860g

Otra forma

W243 )(POPb = [(VRL*Cf] mmol Pb3(PO4)2 x

243 )(1

43.811

POmmolPb

mgx

mg

g

1000

1x

100

85 = 0.860g

VRL = Valor del reactivo limite (1.25)Cf = Coeficiente estequiometrico de la sustancia a buscar (en este caso Pb3(PO4)2 tiene un coeficiente estequiometrico = 1)

Ejercicio: realizar el mismo calculo tomando las nmol del Pb(NO3)2

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QUIMICA ANALITICA I - aprendeenlinea.udea.edu.coaprendeenlinea.udea.edu.co/lms/moodle/file.php/463/Modulo_1/... · Alexander Santamaría QUIMICA ANALITICA I AUTOR: ALEXANDER SANTAMARIA