Química Analítica

UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA

FACULTAD DE EDUCACIÓN Y CIENCIAS HUMANAS

LICENCIATURA EN CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL

V SEMESTRE

2015

Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.

Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan :

1. Su composición química es variable.

2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.

3. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro

SOLUCIÓN DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS

Gaseosa Gas Gas Aire

Liquida Liquido Liquido Alcohol en

agua

Liquida Liquido Gas O2 en H2O

Liquida Liquido Sólido NaCl en

H2O

La solubilidad es la medida de la capacidad de un soluto para disolverse en un solvente, expresa la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.

CURVA DE SOLUBILIDAD: Representación gráfica de la solubilidad de un soluto en determinado solvente (eje y) en función de la temperatura (eje x).

a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez (pulverizando el soluto).

b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución

c) Temperatura: Al aumentar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.

d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional

SOLUCIÓN SATURADA: Solución que contiene la máxima cantidad de soluto que el solvente puede disolver a esa presión y esa temperatura.

CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES SEGÚN SU

SOLUBILIDAD

SOLUCIÓN NO SATURADA: Solución que contiene una cantidad de soluto menor que la que el solvente puede disolver a esa presión y esa temperatura.

SOLUCIONES DILUIDAS: Cuando la cantidad de soluto de la disolución es muy pequeña.

El estudio de una solución requiere que se conozca su concentración, es decir, cantidad de soluto presente en una determinada cantidad de solución.

Algunas formas de expresar la concentración son:

Porcentaje masa/masa (%m/m) o peso/peso (%p/p)

Porcentaje volumen/ volumen (%v/v)

Porcentaje masa/volumen (%m/v)

PORCENTAJE MASA / MASA

g solución = g soluto + g solvente

El porcentaje masa/masa es la relación de masa de un soluto en la masa de solución por 100% m soluto ( % P / P ) soluto = ——————– x 100 m solución

Donde: ( % P / P ) soluto : porcentaje masa / masa de soluto : m soluto : masa del soluto medida en gramos (g) m solución : masa de la solución medida en gramos (g)

Ejemplo:

Calcular el porcentaje masa/masa de una solución formada por 30 g de cloruro de Potasio (KCl) y 170 g de agua.

30 g

%P / P = ————– x 100 = 15 %

200 g

Datos :

Peso de soluto (KCl) : 30 g

Peso de solvente (Agua) : 170 g

Calculamos el peso de la solución así:

Peso de solución = Peso de soluto + peso de solvente = 30g + 170g = 200g

Donde:

m soluto : masa del soluto medida en gramos (g)

V : volumen de la solución medido en mililitros (mL)

m soluto

(% P / V ) soluto = ——————– x 100

V solución

PORCENTAJE MASA /VOLUMEN

Es el la relación de la masa de soluto entre el

volumen de solución x 100

Ejemplo:

Calcular el porcentaje masa / volumen de una solución formada por 80g de cloruro de sodio (NaCl) disueltos en 500 g de solución. Expresar la cantidad de solvente presente en la solución .

Si la densidad de la solución es 1,1 [ g / mL ]. 80 g (% m / v ) = ————– x 100 x mL

Para calcular los mL de solución se debe sacar el volumen a partir de la densidad: densidad () = m/V, se despeja y da V = m/

V solución = (500 g) / (1,1 g /mL) = 454,54 mL

Por lo tanto

80 g

% m / v = -------------------- *100 =

x mL

454,54 mL

17,6 % m / v

mL solucion

mL soluto

(%V / V ) = -------------------- x 100

mL solución

Donde:

% V / V : porcentaje volumen / volumen de solución

V mL soluto : volumen del soluto medido en [ mL ]

V mL solución : volumen de la solución medido en [ mL ]

Porcentaje Volumen/ Volumen

Es la relación del volumen de soluto entre el

volumen de solución. Solo aplica para

soluciones liquido-liquido

Si los volúmenes son aditivos (si se pueden sumar): ( %V / V ) soluto + ( V / V ) solvente = 100 ( soluciones binarias ) Donde: ( % V / V ) soluto : porcentaje volumen / volumen de soluto ( % V / V ) solvente : porcentaje volumen / volumen de solvente Ejemplo:

Si 300 [ mL] de agua (d=1 g/mL) contienen 60 [ mL ] de etanol

(CH3CH2OH) (d=0,96g/ml ), Calcular el Porcentaje Volumen / Volumen de

solución (%V/V) .

Datos:

Volumen de soluto (etanol)= 60 mL

Volumen de solvente (agua)= 300 mL

Suponiendo volúmenes aditivos:

Volumen de solución = 60 + 300=360 mL

Reemplazando, tenemos: 60 mL

(% V / V ) = ------------------ x100 = 16,67%

360 mL

Otra forma de expresar las concentraciones es por métodos Químicos, estos se diferencian de los métodos FÍSICOS porque toman en cuenta la composición del soluto y en algunos casos la del disolvente (como en la fracción molar). Entre los métodos químicos más utilizados tenemos:

a) la molaridad, (M) b) la molalidad, (m) c) la normalidad (N) d) la fracción molar (X)

En la solución de problemas por métodos químicos, es común la conversión de una masa dada de soluto o disolvente a número de moles; basta recordar que la

conversión se hace mediante la siguiente fórmula:

Número de moles (n) = masa del compuesto (g) Peso molecular del compuesto (g/mol)

EJEMPLO:

¿Cuántos moles hay en 28.7 g de Na2SO

4 ?

1.Se halla el peso molecular (o masa molar) del compuesto sumando los

pesos atómicos (que están tabla periódica) x No. de átomos de cada uno de

los elementos q lo componen:

Na = 23 x 2 átomos; S = 32 x 1 y O = 16 x 4

entonces: PM= (23x2) + (32x1) + (16x4) = 142 g/mol

2. Luego reemplazamos en la ecuación n = (28.7 g) / (142 g/mol)

Y nos da n = 0.202 moles

MOLARIDAD

Este método es muy útil para expresar concentraciones cuando se utiliza equipo volumétrico tales como probetas, buretas o pipetas.

La molaridad de una solución se define como la cantidad de soluto disuelto en moles por litro de solución.

Molaridad (M) = Número de moles Litros de soluciòn

M= n ……. V

1. Se escribe la ecuación de Molaridad:

M = n soluto / L solución

2. Se pasan los mL a Litros (L): 1 L 500 mL x ---------------- = 0.5 L (de solución) 1000 mL

En este caso, el volumen de la solución es igual al volumen del solvente porque el soluto (Na2SO4)se disuelven en el agua (solvente) sin afectar el volumen de esta.

3. Finalmente, se reemplazan los valores en la ecuación:

0.202 moles

M = ------------------- = 0.404 moles / L ó 0.404 M

0.5 L (M como unidad de concentración se lee ‘molar’)

Datos Fórmulas w(g)=? V=360 ml Número de moles = molaridad x Litros de solución M=0.550 M n= M X V. Masa = Número de moles x peso molecular w (g) =n x PM Cálculos n = 0.550 moles/L X 0.360 L n = 0.198 moles w (g) = 0.198 moles X 166.0 g/mol w (g) = 32.9 gramos de KI Respuesta ∴ hay 32.9 gramos en 360 ml de solución al 0.55 M

La principal ventaja de unidad de concentración respecto a la molaridad es que como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor precisión. Es menos empleada que la molaridad pero igual de importante.

La molalidad (m) es el número de moles de soluto por kilogramo de solvente.

molalidad (m) = Número de moles Kilogramos de solvente

m = n sto

Kgste

Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución.

N= # eq-gr sto

V (L)

Equivalente-gramo es la cantidad en gramos de sustancia que acepta o cede un mol de protones (ácido-base) o que

gana o pierde un mol de electrones (Redox)

# eq-gr = n x E

Donde :

n: numero de moles

E: equivalente de reacción

Para un ácido los equivalentes corresponden al número de protones cedidos (H+ ) ejemplo: para HCl, E= 1

Para una base los equivalentes corresponden al número hidroxilos (OH- ). Ejemplo: para el Ba(OH)2 , E = 2

Para una sal los equivalentes corresponden al número de la carga positiva o negativa. Ejemplo: Na2 SO4 , E=2

Para un compuesto que se oxida o reduce los equivalentes corresponden al número de electrones cedidos o ganados por reacción. Ejemplo: para el KMnO4 , E=5, para reacciones en medio ácido.

Una solución contiene 0,74 g de Ca ( OH ) 2 por cada 500 ml . Calcula su normalidad.

EJEMPLO

Datos

W =0.74 g

PE Ca(OH)2 = PM/ E

Donde E es igual a los equivalentes

Como el Ca(OH)2 es una base que pierde 2 OH por reacción entonces, su E=2

por lo tanto al reemplazar se tiene que: PE Ca(OH)2 = 37 g/equiv

N= ?

Formulas N= n equiv n equiv = w V PE

Cálculos

n equiv = 0.74 g = 0.02 equiv N= 0.02 equiv = 0.04 equiv/lt

37 g/equiv 0.5 lt

Respuesta ∴ la 〚〛es de 0.04 Normal

X soluto = n soluto / ( n soluto + n solvente )

Donde: X sto : fracción molar de soluto

n sto : número de moles de soluto medido en [ mol ]

n ste : número de moles de solvente medido en [ mol ]

X solvente = n solvente / (n soluto + n solvente )

Donde: X solvente : fracción molar de solvente

n sto : número de moles de soluto medido en [ mol ]

n ste : número de moles de solvente medido en [ mol ]

X soluto + X solvente = 1

Donde: X soluto : fracción molar de soluto

X solvente : fracción molar de solvente

n totales en solución = n soluto + n solvente

FRACCION MOLAR: expresa la cantidad de moles de cada componentes en relación a la totalidad de los moles de la

disolución. No lleva unidades.

Una solución está formada por 324 g de H2O y 120 g de CH3COOH. Calcula la fracción molar de cada uno.

EJEMPLO

Datos

w soluto= 120 g CH3COOH.

w solvente = 324 g H2O

X soluto= ?

X solvente= ?

Formulas

X= n soluto o n solvente n totales n= a PM

Cálculos

PM H2O 18 g / mol PM CH3COOH = 60 g/mol

n soluto= 120 g = 2 moles n solvente = 324 g = 18 moles 60 g/mol 18 g/mol

X sto= 2 moles / (2 + 18) moles = 0.1

X ste = 18 moles / (2 + 18) moles = 0.9

Xsol = 0.1 + 0.9 = 1

Respuesta ∴ la fracción molar es:

•Fracción molar del soluto 0.1

•Fracción molar del solvente 0.9

•Fracción molar de la solución 1

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Calcular la molaridad de cada una de las soluciones siguientes:

1.50 g de KBr en 1.60 L de solución

2.78 g de Ca(N03 )2 en 150 ml de solución

2.50 g de Co (NO3) 2 en 80 ml de solución 2. Calcule la cantidad en gramos de soluto que se necesita para

preparar las siguientes soluciones acuosas:

500 ml de solución de NaBr 0.110 M

250 ml de solución de CaS 0.140 M

720 mI de solución de Na2SO4 0.155 M 3. El amoniaco acuoso concentrado comercial tiene 29 % de NH3 en

peso y tiene una densidad de 0.90 g/ml. ¿Cuál es la molaridad de esta solución?.

4. Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571.6 g de H2SO4 por litro de solución tiene una densidad de 1.329 g/ml. Calcular:

a) el porcentaje en peso y b) la molaridad del ácido sulfúrico en solución.