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Guía de Actividades Prácticas - Química Analítica

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  • NOMBRE DEL COMPUESTO OXIDO DE LITIO (NT) MONOXIDO DE CINC (NA)OXIDO DE LITIO(I) (NS)
    ZINC : II (2)
    2ZN+02 _ 2ZNO
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  • 1. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF INDICE 1- Condiciones del Cursado 2- Normas de Seguridad en el Trabajo Experimental. 3- Guía de Trabajos Prácticos de Laboratorio. 4- Guía de Problemas para el Seminario. 5- Bibliografía 1- CONDICIONES DEL CURSADO.Estimado Alumno: Este espacio curricular está destinado para que usted comprenda laimportancia del avance científico-tecnológico para una mejor calidad de vida yreconocer el aporte de los análisis químicos cualitativos en la identificación desustancias y la necesidad del estudio de la Química Analítica, en la formación docente. La presente guía de Trabajos Prácticos consta de actividades delaboratorio y “serie de problemas”, destinadas a que aplique los contenidos adquiridosa la resolución de situaciones problemáticas teóricas y/o experimentales con la finalidadde favorecer el aprendizaje La carga horaria es de 9 horas semanales (tres horas de teoría y treshoras de práctico de laboratorio y tres horas de seminario de problemas), durante elprimer cuatrimestre. Para el desarrollo de los trabajos prácticos de laboratorio deberácontar con: La guía de trabajos prácticos Hojas blancas o rayadas tamaño oficio o A4 Lápiz negro y bolígrafo En esta etapa de estudio es importante el autoaprendizaje que puedalograr, adquirir o reforzar, para ello debe trabajar en forma responsable. Los docentesguiaremos su saber y lo acompañaremos en este nuevo camino que inicia hoy TEÓRICO Asistencia Opcional  Asistencia Obligatoria 80%  Traer las guías de problemas RESUELTAS para SEMINARIO debatir.  Aprobar el informe escrito de cada Práctico.
  • 2. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF  Uso obligatorio de guardapolvos, gafas acrílicas y guantes de látex.  Asistencia Obligatoria 80%  Traer estudiadas las guías del práctico del día. PRÁCTICAS DE  Aprobar el informe escrito de cada Práctico. LABORATORIO  Uso obligatorio de guardapolvos, gafas acrílicas y guantes de látex.  Aprobar 2 paraciales con el 60% c/u (El parcial consta de dos instancias; actividades experimentales y resolución de ejercicios, cada una debe ser aprobada con el 60%, para PROMOCIÓN considerar aprobado el parcial)  Se podrá recuperar cada parcial una sola vez.  Tener aprobados los Prácticos de Laboratorio.  Tener aprobado el seminario.  Los alumnos deben entregar en el primer Práctico de Laboratorio la Ficha Personal Completa.  Es requisito para el Seminario asistir con la guía de Problemas Resueltas para poder debatir y esclarecer dudas. 2- NORMAS DE SEGURIDAD EN EL TRABAJO EXPERIMENTAL A) ¿COMO TRABAJAR CON SEGURIDAD EN EL LABORATORIO? Un accidente es el resultado del encuentro de dos factores: una situación peligrosa y una imprudencia, y está comprobado que, la mayoría de los casos, es el factor humano el responsable de los accidentes. El modo de evitarlos, será entonces tener en cuenta una serie de normas de seguridad, como las que aquí te brindamos:RECUERDA ESTOS CONSEJOS: 1. No te entretengas jugando con las llaves de gas ubicadas sobre kas mesadas. 2. Al terminar la tarea controlada que la llave de gas quede cerrada, (en cruz con respecto a la tubería del gas). 3. No, pruebes ni huelas las sustancias químicas contenidas en los frascos. 4. No cambies los tapones de los frascos. 5. Si al utilizar una sustancia, no vuelvas a ponerlo en el frasco de donde lo sacaste. 6. Al calentar el contenido de un tubo de ensayo no mires nunca hacia su interior, ni coloques su abertura en dirección hacia otro alumno. 7. Calienta el contenido del tubo de ensayo moviéndolo desde la parte superior a la inferior.
  • 3. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF8. Averigua la ubicación y el manejo del extinguidor de incendios y del balde con arena.9. No mantengas líquidos volátiles e inflamables cerca de la llama.10. Limpia y seca el material de vidrio que hayas usado.11. Informa al profesor sobre el material de vidrio que se haya roto.12. Ordena y limpia la mesada de trabajo antes de retirarte del laboratorio.13. Lee dos veces las etiquetas de las botellas, frascos o recipientes antes de utilizar su contenido para evitar errores.14. Sírvase solo la cantidad necesaria de reactivo.15. Utilice un reactivo por vez para no confundía sobre las tapas de los envases.16. Utilice una para de goma o propipeta para succionar líquidos en la pipetas. No lo haga nunca con la boca.17. Si diluye ácidos o bases fuertes concentradas, siempre vuelque estas sustancias sobre agua y nunca agua sobre los ácidos o bases. Al diluir ácidos y bases se libera una gran cantidad de calor. RECUERDA NUNCA LE DES DE BEBER A UN ACIDO O BASE.18. Cuando caliente algún elemento, hágalo con cuidado. El vidrio tiene el mismo aspecto frio o caliente. Si trabaja en grupo indique a sus compañeros cual es el material caliente.19. Nunca utilice material de vidrio roto o rajado.20. Mantenga ordenado su lugar de trabajo. NORMAS BASICAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO Cuando se trabaja en un laboratorio existe el peligro potencial de un ACCIDENTE, en virtud de las sustancias y de los elementos que se utilizan, y la posibilidad de cometer algún error al realizar un experimento. SUSTANCIA PELIGROSA + ERROR HUMANO = ACCIDENTE Por eso, cuando se trabaja en el laboratorio, deben tenerse presente una serie de reglas o consejos que disminuyen y en algunos casos logran evitar los accidentes. Además es imprescindible que el lugar de trabajo se encuentre en orden antes de comenzar. Es conveniente no olvidar las siguientes normas: 1. INDICACIONES: siga todas las indicaciones que le han sido dadas por el JTP. 2. ESTUDIE CADA EXPERIENCIA ANTES DEL DESARROLLO DEL PRÁCTICO: Esta manera de trabajar no solo le ahorrará tiempo sino que evitará errores y accidentes innecesarios. 3. SEGURIDAD DE SUS COMPAÑEROS: considere la seguridad de sus compañeros. El laboratorio es un lugar para trabajar con seriedad.
  • 4. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF 4. COMUNICAR LOS ACCIDENTES: al profesor o ayudante de laboratorio. 5. VERTIDO DE SUSTANCIAS: proceda siempre con precaución cuando se transfieran sustancias desde sus recipientes. Si algo se derramara notifique al profesor o ayudante de laboratorio, de manera que puedan aplicarse los procedimientos de limpieza adecuados. 6. CALENTAMIENTO DE TUBOS DE ENSAYOS: en los trabajos de laboratorio que involucren el calentamiento de tubos de ensayos, no debe mirarse el interior del mismo mientras se calienta ni tampoco debe apuntar la boca del tubo en dirección hacia algún compañero. 7. CALENTAMIENTO DE LÍQUIDOS EN TUBOS DE ENSAYO: cuando calienta líquidos en tubos de ensayo, debe hacerlo partiendo de las porciones superiores hacia abajo. De otra manera el vapor que asciende, al encontrarse con la capa de líquido situada por encima de él, puede causar proyecciones del tubo hacia el exterior. 8. OLOR DE LAS SUSTANCIAS GASEOSAS: investigue el olor de las sustancias gaseosas moviendo la mano y aspirando con precaución. 9. LÍQUIDOS VOLÁTILES: cuando se trabaje con líquidos volátiles inflamables, hay que tener precaución de que no haya llamas cerca. 10. RECIPIENTES CON SUSTANCIAS PELIGROSAS: cualquier recipiente donde se encuentren volúmenes de sustancias químicas peligrosas como ácidos o álcalis, deben ser manipulados con sumo cuidado y mediante el uso de propipeta. 11. PREPARACION DE ÁCIDOS DILUIDOS: nunca agregue agua sobre un ácido concentrado. Si es necesario preparar un acido diluido, debe agregarlas siempre el acido concentrado, en pequeñas cantidades, sobre el agua y agitar permanentemente. 12. SUSTANCIAS CORROSIVAS: manipule las sustancias corrosivas con máximo cuidado. 13. TAPONES Y NEXOS DE GOMA EN MATERIAL QUEBRADIZO: nunca fuerce los tapones y nexos de goma, de los tubos de vidrio, termómetros o cualquier otro material que se pueda quebrar. La glicerina o el detergente facilitan la tares de quitar dichos tapones o nexos. 14. VENTILACION: conviene trabajar siempre en un lugar bien ventilado.B) PROTECCION PERSONAL: 1. No realice experimentos en ausencia del docente. 2. Realice solo los experimentos autorizados, si desea introducir variantes, consulte previamente al docente sobre los posibles riesgos. 3. Use protección ocular durante la realización del trabajo. Se puede emplear lentes de seguridad de policarbonato. Cuando el práctico así los requiera. 4. Es conveniente utilizar batas o guardapolvos para proteger la ropa de manchas y salpicaduras. 5. Los zapatos deben ser cerrados y preferiblemente con suelas de goma para disminuir eventuales resbalones.
  • 5. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF 6. Las personas que usen el cabello largo deberán llevarlo recogido. 7. No use cadenitas, colgantes, collares, pulseras, pañuelos o bufandas que puedan engancharse en los elementos de trabajo, produciendo vuelcos y accidentes. 8. Queda terminantemente prohibido comer o beber en el laboratorio durante la realización del práctico. 9. Queda terminantemente prohibido fumar en el laboratorio. 10. Queda terminantemente jugar o correr en el laboratorio. 11. Lávese las manos con jabón y agua al terminar el práctico.C) ¿Qué HACER EN CASO DE PRODUCIRSE UN ACCIDENTE? 1. Informe inmediatamente al docente. 2. Si se produce una quemadura, colocar la parte afectada debajo del chorro de agua fría y mantener en esa posición durante 5 a 10 minutos. 3. En caso de producirse alguna salpicadura o contacto de sustancia química con los ojos, lavar con abundante agua durante por lo menos 15 miutos. 4. Si se produce un incendio, avise al docente. En primer lugar se deben apagar los mecheros y cerrar las llaves de gas. 5. Si se prende fuego en el contenido de un vaso de precipitado u otro recipiente, trate de apagarlo cubriendo el vaso con un vidrio reloj o una toalla de papel mojada. 6. Cuando se produzcan derrames de sustancias químicas en las mesadas o en el piso, avise inmediatamente al docente. Informe de que sustancia se trata para saber cómo limpiar lo derramado. 7. En el laboratorio deben estar accesibles los números telefónicos de médicos, hospital, centro o servicio asistencial y de los bomberos deben estar juntos al mismo tiempo. 8. Botiquín de primeros auxilios: debe estar equipado con elementos para desinfectar y cubrir heridas pequeñas (alcohol, agua oxigenada 10 vol., algodón, gasas, curitas, vendas, etc.), solución de acido bórico al 5% para salpicaduras con ácidos. 9. En caso de quemaduras con objetos calientes o con ácidos, enjuague abundantemente la zona afectada con agua corriente. 10. Consulte con urgencia al médico.D) RESIDUOS PELIGROSOS:Antes de la realización de los trabajos se deben dar expresas indicaciones sobre latoxicidad de los elementos utilizados y el destino de los residuos producidos en elexperimento.1. No arroje los residuos a la pileta o la basura, salvo que se indique que puede hacerlo.
  • 6. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF 2. No mezcle los residuos. Pueden ocurrir reacciones indeseables, dificulta la recuperación de algún elemento o el tratamiento que se les debe dar para su disposición final. 3. Utilice los recipientes destinados a recoger los residuos. Recuerde que para distinto residuo, habrá diferentes recipientes para almacenarlos. Verifique el rótulo del recipiente antes de volcar los mismos.3-GUIA DE TRABAJOS PRÁCTICOS DE LABORATORIO
  • 7. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF Actividad de diagnóstico: Recuperación de saberes previosObjetivo:  Identificar las ideas previas sobre los conceptos básicos de laboratorio de química que poseen los alumnosMarco teórico:Piaget, afirma “el aprendizaje está condicionado por el nivel de desarrollo cognitivo delalumno” y como complemento Vigotsky, sostiene “el aprendizaje es a su vez, unmotor del desarrollo cognitivo”. Por lo que resulta difícil separar desarrollo cognitivode aprendizaje escolar. Pero el punto central es que el aprendizaje es un procesoconstructivo interno del alumno, por eso es que el docente debe plantearse “unconjunto de acciones dirigidas a favorecer tal proceso”, teniendo gran implicancias enestas acciones “los saberes previos”.Para Ausubel, aprender es sinónimo de comprender. Es por ello, que con la intención depromover la construcción de los saberes, el profesor deberá utilizar organizadoresprevios que favorezcan la creación de relaciones adecuadas entre los saberes previos ylos nuevos. Los organizadores tienen la finalidad de facilitar la enseñanza receptivosignificativa, con lo cual, sería posible considerar que la exposición organizada de loscontenidos, propicia una mejor comprensión.Finalmente, la técnica de mapas conceptuales, desarrollada por Novak, es útil para darcuenta de las relaciones que los alumnos realizan entre conceptos, y pueden serutilizados también como organizadores previos que busquen estimular la actividad delos alumnos.Con respecto a lo disciplinar, decimos que “La Química Analítica es la ciencia queestudia el conjunto de principios, leyes y técnicas cuya finalidad es la determinación dela composición química de una muestra natural o artificial. Se divide en Cualitativa yCuantitativa. La primera tiene por objeto el reconocimiento o identificación de loselementos o de los grupos químicos presentes en una muestra. La segunda, ladeterminación de las cantidades de los mismos y sus posibles relaciones químicas eincluso estructurales” (Burriel, Martin et al). Análisis Químico es el conjunto detécnicas operatorias puestas al servicio de la Química Analítica.Muchos errores del análisis se deben a una deficiente preparación de los reactivos. Hay
  • 8. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFque tener rigor en la preparación y cuidado de disoluciones.Cuando un reactivo analítico tenga impurezas se debe reflejar su porcentaje de impurezay la fecha de preparación por la posibilidad de que pierda propiedades. Debe partirse deproductos de calidad de “reactivo para análisis”. Aquellos reactivos que sedescomponen o alteran con el tiempo, deben ser vigilados y comprobados antes de suuso, etiquetándolas con la fecha de su preparación.Aquellos reactivos que se alteren por la luz se guardarán en frascos de topacio. Losfrascos conteniendo reactivos alcalinos concentrados no deben tener tapón de vidrio porla facilidad en que se sueldan estoNo se pipeteará con la boca. Basta en estos casos con introducir la pipeta hasta la basedel recipiente y esperar a que ascienda el líquido, sin succión o con ayuda de Figura Auna pera (figura A) o propipeta que tiene tres válvulas que permiten llenar, enrasar yvaciar fácilmente las pipetas aforadas y graduadas; en primer lugar, se presiona laválvula A para expulsar el aire; con la válvula S se aspira (succiona) el líquido ypresionando la válvula E, se vacía el líquido. Al succionar, se cuidará que la pipeta estébien introducida en el líquido, y que seguirá estándolo aún cuando se vaya llenando conél. (Si quedase poco introducida, pueden penetrar burbujas de aire, que junto con ellíquido ascenderían hasta la pera estropeándola).Escalas de trabajo en Análisis Químico.Según el tamaño de la muestra: Escala Masa de la muestra VolumenMacro análisis 0,1 g o 100 mg 10 mlSemimicro análisis De 0,01g o 10 mg hasta 0,1 De 1ml hasta 10 ml gMicro análisis De 0,1 mg o 100 gamas De 0,01 ml a 1ml hasta 10 mgUltramicro análisis De 0,1 gamas a 100 gamas De 0,001 ml a 0,01mlSub ultramicroanálisis Menor a 0,1 gamas Menor a 0,001 ml
  • 9. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFTeniendo en cuenta los conceptos adquiridos en las cátedras de Fundamento deQuímica, Química Inorgánica y Química Orgánica I (correlativas de Química AnalíticaI) es que le proponemos que realice las siguientes acciones:Actividad: A-Procedimiento experimental:1-Identifique 20 elementos de laboratorio (incluidos equipos) y explique la formacorrecta de su utilización2-Determine cuales son materiales de vidrio calibrados y no calibrados de losnombrados en el ítem anterior3- Esquematice la forma correcta para “el trasvace cuantitativo desde un vidrio reloj aun beacker” y el “trasvace cuantitativo del precipitado de un beacker al papel de filtro”4- Realice los cálculos y prepare las siguientes solucionesa- 50 ml de ácido clorhídrico 2Nb- 100 ml de NaOH 1 Nc- 1000 ml de Solución alcohólica al 10 % P/V de KOH (solución lavadora)d- 500ml de ácido sulfúrico 0,1Ne- 100ml de NaOH 0,1N ( a partir de la solución b)(Ante cualquier duda consulte con el docente)B- Analizar los resultados obtenidosSocialice con el grupo clase, en la actividad realizada, cuales fueron sus inconvenientesC- Investigue y responda las siguientes cuestiones1- Según lo visto en las práctica de laboratorio hasta la fecha ¿cuales son las partesfundamentales para la presentación del “informe de trabajos prácticos”?. Expliquebrevemente cada una de ellas
  • 10. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF2- Mencione precauciones que se deben tener en el manejo de reactivos tóxicos,inflamables y corrosivos3- En cuanto a las normas sobre el trabajo en el análisis químico, porque cree que esimportante:  El orden y limpieza en el laboratorio  La rotulación de los recipientes que contienen a los reactivos preparados  Preparación adecuada de las soluciones que se utilizaran como reactivo  Conocimiento y comprensión de la práctica de laboratorio antes de iniciar la actividad 4- indique 5 (cinco) normas para el trabajo correcto de laboratorio que no incluyan a lasdel punto anterior5- Cuales son la soluciones lavadoras mas utilizadas. Explique ventajas y desventajas de“Potasa alchòlica” y la mezcla sulfocrómica. ¿Cómo realiza su preparación?D-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico Trabajo Práctico Nº1: Efecto del ión común y el uso del peachìmetroObjetivos:
  • 11. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF  Interpretar la variación en la disociación de un ácido débil por efecto del ión común  Adquirir habilidad en el uso del peachìmetro Marco teórico:Un electrolito se caracteriza porque por el simple hecho de su disolución acuosa seescinde o disocia en iones libres, que pueden estar ya preformados en el sólido que seoriginan en el acto de la disolución. Estos pueden ser:- Electrolitos fuertes son aquellos que, en disolución 0.1M, se encuentran disociadosde una manera prácticamente total; tales son: los ácidos fuertes, las bases fuertes y casitodas las sales solubles de carácter iónico.- Electrolitos débiles son aquellos que, a la concentración de 0.1M, se escinden muypoco; así sucede con los ácidos débiles, las bases débiles y los complejos estables.Cuando el electrolito está muy diluido cada ion se comporta como si fuera totalmenteindependiente de su entorno: otros iones y el disolvente. Al aumentar la concentracióncomienzan a ser importantes las interacciones electrostáticas ion-ion e ion-disolvente, loque hace que el soluto presente una actividad diferente, mayor o menor, que suconcentración. La relación entre actividad y concentración se expresa como: siendo:- ai la actividad de la especie- fi el coeficiente de actividad- ci la concentración de la especieLa actividad se define como el comportamiento de un ion en relación a suconcentración. Como actividad y concentración se expresan en las mismas unidades,por ejemplo, moles/litro, el factor de actividad es adimensional.En la práctica es imposible determinar coeficientes de actividades individuales, ya queno se pueden preparar soluciones con sólo un tipo de iones, por lo que se midencoeficientes de actividad medios (f) . En disoluciones diluidas f = 1.“Una de las leyes fundamentales de la naturaleza es que cualquier sistema físico oquímico, cuando nose encuentra en estado de equilibrio, tiende a experimentar uncambio espontáneo e irreversible hacia un estado final de equilibrio; una vez que se haalcanzado el equilibrio o se observan cambios en el sistema menos que se modifiquenlas condiciones”( Burreil, M).Dada la reacción; aA+bB cC+dD. Decimos que el sistema llega ael equilibrio cuando el incremento de energía interna es cero (ΔG=0); por lo tanto, laenergía libre normal de reacción (ΔGº)Química Analítica I. Profesorado en Química. FH- UNaFΔGº= R T ln ‫׀‬C‫ ׀‬c ‫׀‬D‫ ׀‬d ‫ ׀‬A‫׀‬a ‫׀‬B‫׀‬b Donde ‫׀‬C‫׀ ; ׀‬D‫ ׀ ; ׀‬A‫׀ ;׀‬B‫ ,׀‬son las actividades de cadauna de las especies
  • 12. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFComo contiene la relación de actividades de ln ‫׀‬C‫ ׀‬c ‫׀‬D‫ ׀‬dreactivos y ‫ ׀‬A‫׀‬a ‫׀‬B‫׀‬b productos en estado de equilibrio, estarelación se llama “constante termodinámica deequilibrio” (Kt)Por lo expresado, Kt= ‫׀‬C‫ ׀‬c ‫׀‬D‫ ׀‬d = [C]c [D]d (fc)c (fD)d = K (fc)c (fD)d ‫׀‬A‫׀‬a ‫׀‬B‫׀‬b [A]a[B]b (fA)a (fB)b (fA)a (fB)bSiendo K la constante de equilibrio que se expresa en unidades de concentraciónComo no puede ser cuantitativamente evaluados los factores debido a las interaccionessoluto-soluto, soluto-solvente , en la mayoría de los tratamientos matemáticos sobreequilibrios se ignorará elos valores ed “fi” y no se hará distinción entre Kt y K(considerando, además, que en soluciones diluidas f = 1). Se entiende que lasconclusiones que se obtengan con esta simplificación son aproximadas y no exactas.Cuando a un sistema en equilibrio de electrolitos se le aumenta la concentración de unode sus iones, este alcanzará un nuevo equilibrio, diferente al anterior (efecto del ióncomún)Supongamos un electrolito fuerte AB, expresándose el equilibrio como:AB A- + B+ Si se añade una determinada cantidad de A-, el sistema pierde la situación de equilibrio y evoluciona desplazándose hacia laizquierda (se retrograda la disociación) disminuyendo las concentraciones de A- , B+y aumentando la de AB.Efectos semejantes tendrá la adición de iones B+.Hay queindicar que la presencia de un electrolito débil no afecta en absoluto la disociación delfuerte; y que, la presencia de un electrolito fuerte, que contiene, un ión común, afectanotablemente la disociación de un electrolito débil, no estando alterada la del fuerte.Este efecto, en ácidos débiles al añadir un ácido fuerte puede determinarse midiendo elpH.Actividad:Veremos la variación que experimenta la disociación del ácido acético al añadirle elelectrolito fuerte (ácido clorhídrico) A-Procedimiento experimental: - Materiales a utilizar: 5 vasos de precipitado de 100ml, pipetas de 5 o 10 ml, piceta o frasco lavador con agua destilada, peachìmetro.
  • 13. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF - Preparar 50 ml de HCl 0,1M y 50 ml de H3C-COOH 0,1 M. - “Ajustar” el peachìmetro con una solución buffer adecuada. -Transferir en vasos de precipitado 25 ml de de cada ácido y medir el pH con peachìmetro del HCl 0,1M y H3C-COOH 0,1 M. Registrar. - Realice una mezcla en partes iguales de HCl 0,1M y H3C-COOH 0,1 M y vuelva a medir el pH. - Análisis de resultados: escriba las reacciones de disociación de ambos ácidos y determine en forma teórica el pH para cada caso. Calcule el pH en la mezcla a partir del Ka del mismo. Ka (ácido acético)=10-4,8 ¿Cuál es su conclusión?B- Analizar los resultados obtenidos y escriba las ecuaciones químicas correspondientesC- Investigue y responda las siguientes cuestiones ¿Qué es un proyecto de investigación? Y ¿Cuáles son las partes que lo conforman?. Explique brevemente cada una de ellasD-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico
  • 14. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF T.P. N°2: Reacciones analíticas por vía húmeda: reacción ácido-baseObjetivos:  Interpretar las reacciones química de ácido-base en sistemas monoprótidos  Conocer técnicas para valorar soluciones y preparar soluciones reguladoras  Aplicar los conceptos de capacidad y efectividadMarco teórico:Todas las propiedades analíticas que se puedan observar por cualquier método tienen suaplicación en el análisis. La reacción Química es la base fundamental de los procesosanalíticos.Reacción analítica es toda reacción química utilizable en Química Analítica porqueorigina fenómenos fácilmente observables que se relacionan con la sustancia, elementoo grupo químico que se analiza.Estas reacciones pueden verificarse por vía húmeda que, generalmente, tienen lugarentre iones en disolución y por vía seca que se verifican entre sólidos.Requisitos que deben satisfacer las reacciones cualitativas:  Transcurrir rápidamente, casi instantáneamente  Ser acompañada por la formación de un precipitado característico, gas o la aparición de un color  Ser prácticamente irreversible  Ser lo mas específica posible y muy sensibleLas reacciones analíticas por vía húmeda pueden clasificarse según los cuatro tiposfundamentales que se indican a continuación:- Reacciones ácido-base. Que implican una transferencia de protones.- Reacciones de formación de complejos. En las que se produce una transferencia deiones o moléculas.- Reacciones de precipitación. En las que además de haber un intercambio de iones omoléculas tienen lugar la aparición de una fase sólida.- Reacciones redox. Que entrañan un intercambio de electrones.El procedimiento general para la identificación de una sustancia por el método clásicode análisis consiste en provocar en la misma un cambio en sus propiedades que seafácilmente observable y que corresponda con la constitución de dicha sustancia.La preparación de reactivos para ser utilizados por vía húmeda ha de ser unaoperación escrupulosa. Muchos errores del análisis se deben a una deficientepreparación de los mismos. Hay que tener rigor en la preparación y cuidado dedisoluciones.Cuando un reactivo analítico tenga impurezas se debe reflejar su porcentaje de impurezay la fecha de preparación por la posibilidad de que pierda propiedades. Debe partirse de
  • 15. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFproductos de calidad de “reactivo para análisis”. Aquellos reactivos que sedescomponen o alteran con el tiempo, deben ser vigilados y comprobados antes de suuso, es conveniente poner en la etiqueta la fecha de su preparación.Aquellos reactivos que se alteren por la luz se guardarán en frascos de topacio. Losfrascos conteniendo reactivos alcalinos concentrados no deben tener tapón de vidrio porla facilidad que se sueldan estos frascos.Una titulación o valoración consiste en agregar en una disolución cuya concentración sedesea conocer, una dilución valorada (concentración exacta) con una bureta hasta que lacantidad total sea equivalente a la de la sustancia cuya concentración queremos conocer.Este punto se llama punto de equivalencia o punto final teórico. El indicador ácido-base,( ejemplo: fenolftaleina, verde de bromo cresol, etc) es utilizado para señalar el punto enel cual la cantidad de reactivo agregado es equivalente a la de la sustancia que sedetermina. Frente al viraje del indicador consideramos que ha concluido prácticamentela reacción. El punto final así obtenido puede no coincidir necesariamente con el puntode equivalencia y mientras que a este último se lo denomina punto final teórico, alpunto en que se produce el cambio de color, se lo llama punto final de la titulaciónLas soluciones reguladoras o “buffer” es la mezcla en concentraciones relativamenteelevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas.Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición decantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases. Son capaces de mantener la acidezo basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual tienenmúltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios. Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y lasdiferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o basedesplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una consecuencia menorsobre el pH. 1Cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de laconstante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el laboratorio yen la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son el paramoníaco-catión amonio, ácido acético-anión acetato, anión carbonato-aniónbicarbonato, ácido cítrico-anión citrato o alguno de los pares en la disociación del ácidofosfórico.Frecuentemente se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el cálculo del pHen soluciones reguladoras. Sin embargo, debe aclararse que esta ecuación no esaplicable en todos los casos, ya que para su deducción se realiza una serie desuposiciones. Esta ecuación suele proporcionar resultados incorrectos cuando lasconcentraciones del ácido y su base conjugada (o de la base y su ácido conjugado) sonbajas.
  • 16. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFSe puede preparar disolviendo en agua cantidades adecuadas de un ácido débil y una salde su base conjugada, (o una base débil y una sal de su ácido conjugado); también sepuede obtener una solución reguladora haciendo reaccionar parcialmente (porneutralización) un ácido débil con una base fuerte, o una base débil con un ácido fuerte.Una vez formada la solución reguladora, el pH varía poco por el agregado de pequeñascantidades de un ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su capacidad reguladora porel agregado de agua (dilución)Ecuación de Henderson - Hasselbach o Ecuación BufferpH = pKa – log Ca / Cb10‫־‬pH = Ka . Ca CbLa capacidad reguladora de una solución es una medida de la resistencia al cambio depH que se produciría por el agregado de pequeñas cantidades de ácidos y /o basesfuertes, y es máxima cuando Ca = CbUna solución que contiene concentraciones equimolares de un ácido débil y su baseconjugada, tendrá un pH = pKa y en esa situación la variación de pH por el agregado deuna pequeña cantidad de ácido o base fuerte, es mínima.En la deducción de la ecuación de Henderson, hemos considerado que las [H3O+] y[HO - ] son desestimables frente a Ca y Cb, esto implicaría que el pH de una soluciónbuffer es independiente de esas concentraciones mientras se mantenga la relación entreel ácido y su base conjugada, lo cual no se cumple siempre. La capacidad reguladora deuna solución buffer disminuye notablemente cuando se la diluye, pues las [H3O+] y[HO -] no son desestimables frente a Ca y Cb.En la tabla siguiente se muestran algunos de los resultados obtenidos, cuando se diluyeuna solución reguladora de ácido acético y acetato de sodio, partiendo de Ca = Cb =1,00 M, y los cambios de pH que se produce por el agregado de 0,010 moles de NaOH aun litro de cada dilución.Debemos tener en cuenta que:• Las soluciones buffer deben prepararse de manera que las concentracionesiniciales de las especies conjugadas estén entre 0,05 M y 1,0 M y que larelación entre sus concentraciones (Ca / Cb) esté comprendida entre 0,1 y10
  • 17. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF• El intervalo de pH para el cual un sistema buffer regula adecuadamente es:pKa – 1 < pH < pKa + 1• El sistema buffer más adecuado es aquel cuyo valor de pKa está lo máscerca posible del pH que se desea regular.• La dilución no cambia el pH de la solución buffer pero disminuyeconsiderablemente su capacidad reguladoraActividad: A-Procedimiento experimental: Materiales: - Pipeta -Solución 0,1 N de NaOH - Bureta - Vaso de precipitado -Solución 0,1N de ftalato ácido de potasio (KHC8H4O4) - Soporte metálico - Probetas -Indicador, solución alcohólica al 1 % de fenolftaleina - Vidrio reloj - Ácido acético - Pinzas. - Agua destiladaa- Titulación de NaOH-Preparar una solución de NaOH 0,1 N ( a valorar)-Medir 20 o 25 ml de sol ftalato acido en un erlenmeyer y agregar la fenolftaleina- Colocar le NaOH en una bureta previamente enjuaga da con la disolución- Titular la solo de ftalato hasta que el indicador pasa de incoloro a rosado.- Repetir la operación 4 veces y calcular promedio de los volúmenes gastados
  • 18. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF Vg = volumen gastado de NaOH NNaOH exacta = V ftal (ml) N ftal (meq/ml) Vg (ml) 25 ml de ftalato ácido de potasio 0,1N con el indicadorCálculos:NNaOH VNAOH = Npatron V patronNr= Nt FcFc= Nr/Ntb- Preparación de una solución buffer- Preparar 50 ml de una solución de HAc 0,1N, teniendo en cuenta que Vconc. Nconc.= Vdil. Ndil.- Valorar la solución de Ácido acético Vg = volumen gastado de NaOH NHAc exacta = V NaOH (ml) N NaOH (meq/ml) Vg (ml) 25 ml de HAc con el indicador: fenolftalína (incoloro----rosado)
  • 19. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFRealizar cuatro repeticiones y calcular el promedio de los volúmenes gastados. Calcularla Normalidad teórica , real y factor de corrección del ácido acético1- Calcular el volumen de solución patrón secundario de NaOH a agregar a un volumen determinado de HAc de concentración conocida para el pH de la SR deseadaDatos pH=5; 100ml de SR; 50ml Hac valorado; HAc 0,1039N; NaOH 0,098NPara calcular los meq de la base → 10‫־‬pH = Ka . Ca CbPara calcular los ml de la base a utilizar → Vb = meq NaOH NNaOH5- En un matraz aforado, se agrega la solución de HAc medido y con una bureta seadiciona el NaOH. Completar el volumen con agua destilada6-Determinar la capacidad reguladora teórica y realLa capacidad reguladora (CR) es el número de moles de base fuerte o ácido fuerte quese requieren para modificar en una unidad el pH en un litro de la solución reguladoraPara calcular la CR teórica, partir de 10‫־‬pH = Ka . Ca CbPara hallar la CR real: Calibrar el peachímetro con un buffer de calibración de pH próximo a la SR Colocar el volumen exactamente medido de la SR en un vaso de precipitado y con la bureta cargada con NaOH se comienza agregar hasta que el pH se modifique en una unidad Con este volumen y conociendo su concentración se calcula la CR real7- Determinar la efectividad de SR:La efectividad es la capacidad de resistir a cambios de pHE = Ca CbB- Analizar los resultados obtenidos y escribir las ecuaciones químicascorrespondientes
  • 20. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFC- Investigue y responda las siguientes cuestiones¿ Cuáles son la determinaciones analíticas que se utilizan con mayor frecuencia para elanálisis de agua y suelo?. Explique brevemente la determinación de algunas de ellas(debata con sus compañeros y el docente cuales son las más convenientes o factibles derealizar en el laboratorio de Química de la UNaF)D-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico
  • 21. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF T.P. N°3: Reacciones analíticas de precipitación: "Lluvia de oro"Objetivos:  Interpretar reacciones analíticas de precipitación y sus posibles aplicaciones en determinaciones cualitativas y cuantitativas  Observar una reacción de precipitación y el fenómeno de cristalización  Promover la ejercitación metodológica para el desarrollo de posteriores trabajos prácticosFundamento teórico:La importancia de las reacciones de precipitación en química analítica radicabásicamente en las diversas aplicaciones que posee en el análisis químico. Por ejemploen:  Métodos separativos: la precipitación del analita o de los componentes que interfieren en la “muestra problema” es la más antigua de las técnicas de separación usadas en análisis.  Análisis gravimétrico: los métodos gravimétricos consisten en la precipitación del analito de interés bajo la forma de un compuesto insoluble y en alto grado de pureza, su aislamiento por filtración, el secado o calcinación del precipitado y la determinación de su masa (valor cuantitativo)  Volumetría de precipitación: se basa en medir el volumen de solución de un reactivo de concentración conocida necesario para la precipitación total del analita disuelto en un volumen de muestra.  Turbidimetría: empleando las propiedades de los precipitados coloidales donde es posible determinar la concentración de una sustancia, precipitándola y midiendo la luz dispersa por las partículas en suspensión.  En la síntesis de sustancias.La precipitación de cualquier sustancia ocurre desde sus soluciones sobresaturadas. Enel caso de sustancias iónicas esto ocurre cuando el producto de la concentración de losiones en solución es mayor que el Kps (constante del producto de solubilidad) delcristal:Dado un compuesto iónico AB, tendremos que en solución acuosa:Q = [A+]ss . [B-]ss > Kps = [A+]s . [B-]sDonde:s = concentración en las soluciones saturadass= concentración en la solución sobresaturadaQ = producto de las concentraciones iónicasQ debe ser significativamente mayor que Kps para que la precipitación se inicie.
  • 22. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFLa formación del precipiatdo de ioduro de plomo (II), en el presente práctico, se debe ala reacción química que ha ocurrido entre el nitrato de plomo y el ioduro potásico, doscompuestos diferentes que disueltos en agua son incoloros y que al ser incorporados enun medio acuoso, reaccionan dando lugar a otro compuesto diferente que es sólido y decolor amarillo.Actividad: A-Procedimiento experimental:- Materiales a utilizar: 1. Soporte metálico 2. Aro con nuez 3. Vaso de precipitados 4. Probeta de 100 ml 5. Erlenmeyer de 250 ml 6. Embudo de vidrio 7. Varilla de vidrio agitadora- Proceso experimental de la "Lluvia de oro":Inicialmente se preparan dos disoluciones: una primera disolución de 40 ml de nitratode plomo (II) (diluida). También otra disolución de 80 ml de ioduro potásico. Verter elyoduro potásico sobre la disolución de nitrato de plomo (II). Calentar el vaso deprecipitado. Enfriar la disolución utilizando agua corriente. Cuando aún esté caliente sevierte sobre una probeta o varias dependiendo de la cantidad de disolución sobrante .Para obtener un mayor efecto al observar la disolución se enciende un flexo sobre laprobeta previamente apagando luces y cerrar persianas.B- Analizar los resultados obtenidos y escriba las ecuaciones químicas correspondientesC- Investigue y responda las siguientes cuestiones 1. ¿Por qué se añade el doble de ioduro potásico que de nitrato de plomo?. 2. ¿Qué precipitado se forma?. Escriba la ecuación química correspondiente 3. ¿Qué es el fenómeno de cristalización? 4. ¿A que se debe la formación de la "Lluvia de oro"? . ExpliqueD-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”E-Realice el informe correspondiente al presente trabajo práctico
  • 23. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF T.P. N°4: Reacciones analíticas redoxObjetivos:  Interpretar reacciones analíticas de óxido-reducción y sus posibles aplicaciones en determinaciones cualitativas  Promover la ejercitación metodológica para el desarrollo de prácticas relacionadas con el análisis cuantitativoMarco teórico:Las reacciones químicas de óxido - reducción (reacciones redox) son aquellas en lascuales se produce una transferencia de electrones. Son las reacciones donde se producencambios en el nº de oxidación de algunas especies.a)Agente Reductor: es la especie química (átomo o grupo de átomos o ion) que alreaccionar cede electrones, es la especie que se oxida.- Metales: los más utilizados son el cinc, cobre, hierro y aluminio, en medio ácido,neutro o alcalino. Por ejemplo el hierro metálico se utiliza para reducir el estaño de IV aII- Ácido sulfuroso: se oxida como ión sulfato, en mediofuertemente ácido reduce porejemplo a los iones As de V a III el Sb de V a III- Otros: el cloruro estannosos reduce el Fe de III a II, el Cr de VI a III, entre otrosb)Agente Oxidante: es la especie química (átomo o grupo de átomos o ion) que alreaccionar gana electrones, es la especie que se reduce. Entre ellos encontramos:- Los halógenos: los más utilizados son yodo, bromo y cloro. El primero en técnicascuantitativas de yodometería, y los otros en soluciones acuosas (agua de bromo y cloro)- Ácido nítrico: depende de su concentración y de la naturaleza de la sustancia a oxidar;por ejemplo cuando actúa concentrado sobre metales como la plata, mercurio y cobre,origina NO2.- Agua regia: se prepara mezclando HCl y HNO3 en relación 3:1; y se producen dossustancias oxidantes: el cloro (Cl2) y cloruro de nitrosilo (ClNO)- Peróxido de hidrógeno: El agua oxigenada actúa como oxidante o reductor; frente aoxidantes fuertes, como permanganatos, dicromatos, etc., actúa como reductor; sobrelos reductores (como por ejemplo las sales de Fe II), actúa como oxidante
  • 24. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFComo reductor: O22- O2 (se oxida) + 2e-Como oxidante O2 + 2e- 2O2- (se reduce)En solución ácida, el ión dicromato, de color naranja se reduce a catión Cr (III). El colorde los complejos de este último varia de verde a violeta, debiéndose utilizar indicadorescon cambios de coloración muy notables con la finalidad de localizar el punto final deldicromatoCr2O7= + 14H+ + 6 e- 2 Cr3+ 7H2OEn solución alcalina el dicromato se transforma en CrO4= , de color amarillo que notiene poder oxidante.Actividad: A-Procedimiento experimental:-Materiales: granallas de Zn, trocitos de cobre, virutas de hierro, HCl, FeSO4 al 2%,H2SO4 al 10%, KMnO4 al 1%, KSCN al 10%, dicromatro de potasio0,1N, sol decloruro estannoso recién preparada (15 g de SnCl2.2 H2O en 100ml deHCl 1:2), HgCl25%, solución indicadora de difenilamina (1g en 100 ml de H2SO4 ), solución de H2SO41:5 y ácido fosfórico al 85% p/p- Tubos de ensayos, gradilla de tubos de ensayos, pipetas, bureta, soporte, erlenmeyer,agua destilada, matraz aforado, vaso de precipitado y varilla de vidrioreacciones redox con metalesColocar en una gradilla tubos de ensayos limpios, numerarlos y agregar:− Tubo N° 1: 1cm3 de HCl conc. y una granalla pequeña de Zn.− Tubo N° 2: 1 cm3 de HCl conc. y un trozo pequeño de cobre.− Tubo N° 3: 2 cm3 de solución de CuSO4 al 0,5% y Fe en virutas. Observar.− Tubo N° 4: 2 cm3 de solución de CuSO4 al 0,5% y un trocito de Zn.Oxidación de Fe2+ por MnO4-Colocar en una gradilla 2 tubos de ensayos limpios y agregar en ambos 2 cm3 desoluciónde FeSO4 al 2%, y 3 gotas de H2SO4 al 10%. Agitar y agregar en el tubo N° 1solamente, 3 gotas de KMnO4 al 1%. Añadir luego a cada tubo 3 gotas de solución deKSCN al 10%.
  • 25. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFObservar e interpretar lo que ocurre en cada caso.Para la determinación del ión férrico con una solución de dicromato de potasio 0,1N,tomar 20-25 ml de la muestra, llevarlo a un erlenmeyer de 250 ml, calentar hastaebullición, agregar de 1 a 1,5 ml de SnCl2 , se deja enfriar y luego se le agrega 1 a 1,5ml de HgCl2 . Se le adicionan 150ml de agua, 10 ml de H2SO4 , 5ml ácido fosfórico y 3gotas de solución indicadoraSe titula con solución de dicromato hasta que el color verde pase al verde grisáceo,luego a partir de allí gota a gota hasta la aparición del color azul violáceo(el viraje del indicador es reversible, por lo tanto si la solución es sobretituladaaccidentalmente, esta puede ser titulada por retorno)B- Analizar los resultados obtenidos y escribir las ecuaciones químicascorrespondientesC- Investigue y responda las siguientes cuestionesEjemplifique dos casos en el que el peróxido de hidrógeno es utilizado endeterminaciones analíticas cualitativas 1- ¿Cuáles son los iones que puedes ser identificados en una muestra de suelo? 2- De los iones del punto 1 ¿Cuáles se identifican a partir de una reacción analítica redox?¿ Cómo se determinan?. Indique el procedimiento correspondiente. 3- Con los datos obtenidos en el práctico ¿ Cómo determina los miligramos de catión férrico presentes en la muestra? 4-D-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools” E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico
  • 26. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF T.P. N°5: Sensibilidad y SelectividadObjetivos:  Determinar la sensibilidad y selectividad de una reacción química  Confrontar la sensibilidad de una misma reacción química sobre dos soportes diferentes  Interpretar las interferencias presentes en una reacción químicaMarco teórico:La Sensibilidad o Límite de Identificación (L.I), de una sustancia es la mínimacantidad de sustancia, expresada en gamma (γ) o microgramos (µg), que es capaz de serrevelada o que se pone en evidencia por un reactivo en un ensayo o técnica. Debetenerse en cuenta que cada tipo de ensayo o técnica utiliza volúmenes normalizadospredeterminados con lo que desaparece la incertidumbre en la concentración.Concentración Límite (C.L): es una forma mas completa de expresar la sensibilidad,pues toma en cuenta un factor muy importante como es la concentración.Se define la concentración límite como la cantidad (masa) mínima de una especieexpresada en gramos que es apreciable por unidad de volumen, expresada en mL. C.L = masa/volumen = g/mLRelación entre C.L y L.IC.L = (g) identificados / mL de disolución 0 L.I (µg) x 10-6 /mLL.I (µg) = C.L x mL x 106Otra forma de expresión; Límite de dilución (L.D): es el valor inverso de C.L yexpresa una dilución por encima de la cual la relación ya no es positiva. Ej. 1/200.000significa los gramos de sustancia problema pueden ser detectados cuando se halladisuelta en doscientos mil mL.La selectividad expresa el grado de interferencia de unas especies químicas en laidentificación de otras. La determinación práctica de la sustancia a investigar resultadifícil, pues normalmente presenta interferencias capaces de desorientarnos en unareacción. Las interferencias pueden ser de tres tipos: 1. Positivas: cuando la sustancia extraña que acompaña a la que se investiga reacciona con el reactivo, produciendo una reacción cuyo resultados similares a la que produce dicho reactivo con la sustancia problema. Ej. Fe (oso) da precipitado rojo con la dimetilglioxima, al igual que el Ni que se investiga con dicho reactivo. 2. Negativas: cuando la reacción es retardada o inhibida por las sustancias que acompañan a la sustancia problema. Ej. Al investigar Fe (ico) con sulfocianuro, da coloración roja pero si hay F se forman complejos hexa-fluor-ferrato (III)
  • 27. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF poco ionizado. Este tipo de interferencias es aprovechada, en aquellos casos en que se quiere inhibir la reacción de un catión que interfiere positivamente o enmascarando la reacción. 3. De enmascaramiento: se refiere a aquellas sustancias que estando presentes en la solución problema, ya sea porque son coloreadas o porque reaccionan con el mismo reactivo que la sustancia principal produciendo precipitados o productos coloreados, enmascaran la reacción impidiendo su visualización en forma inequívoca. Ej. Co con sulfocianuro da cobalto sulfocianuro, ión de color azul, pero si hay Fe+3 presente, se formará un complejo de color rojo que enmascara el color azul de la reacción. Ensayo en blanco: se realiza siguiendo exactamente la técnica para una reacción sustituyendo la solución problema por agua destilada. Sirve para comprobar la pureza de un reactivo; pues en caso de dar positivo, quiere decir que el mismo esta impurificado por la sustancia que investigamos; y en aquellos casos que se investiga con un reactivo coloreado, sirve como termino de comparación para informar positividad de una reacción. Ensayo testigo: se realiza siguiendo exactamente la técnica para una reacción sustituyendo la solución problema con el analito que quiero identificar y me sirve de referencia para su posterior reconocimiento.Actividad:A-Procedimiento experimental:La técnica de concentración limite y límite de identificación consiste en ensayar unareacción de identificación o reconocimiento de un elemento o de una sustancia pormedio de un reactivo específico o no, partiendo de una concentración perfectamenteconocida del elemento o sustancia que se investiga y ensayando el resultado.Para determinar la selectividad de una reacción química se realizaran ensayos a la gota,utilizando placa de toque como soporte. Para cada reacción se debe hacer:* Un ensayo en blanco* Ensayos testigos para cada analito por separado, es decir, analito (ETA) y lainterferencia (ETI)* Ensayo testigo con la mezcla de interferencia (EA+I)* Ensayo con la mezcla de analito e interferencia (EA+I).- Materiales a utilizar: papel de filtro, placas de toque, microtubos o tubos de Khan (deacuerdo con el método y técnica a seguir)Concentración del reactivo: conocida y constanteConcentración del problema. Conocida y disminuirá progresivamente.Volúmenes: Soporte utilizado: papel de filtro: 0.05mL Placa de toque: 0.05mL Microtubos: 1.00mL
  • 28. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFTiempo: tomar como limite de reacción positiva 2 minutos.Reacciones de Identificación: 1. Fe+3 con ferrocianuro de potasio* 2. Ni con dimetilglioxima**Ensayos: a) Microtubo: 1mL de muestra problema + NH3 hasta alcalinizar + DMG b) Placa de toque: 2 gotas de muestra problema + NH3 hasta alcalinizar +DMG c) Papel de filtro: 2 gotas de muestra problema + DMG + vapores de NH3concentrado* Si el Fe es ferroso, se oxida previamente con un cristal de persulfato potásico.Precipitado azul indica Fe (en grandes concentraciones).* La prueba es mas sensible cuando una gota de la solución por probar se coloca sobrepapel de filtro seco que ha sido impregnado con el reactivo. La impregnación se lleva acabo mejor usando una solución saturada caliente del reactivo en acetona.Reacciones de Identificación de las interferencias: 1. Identificación de Fe(II) con DMG en presencia de Ni (II)Una gota de solución por probar (previamente reducida en caso de ser necesario, poradición de sulfato de hidracina) se mezcla con un cristal de acido tartárico y luego seadiciona una gota de DMG alcohólica al 1%, seguida por un poco de amoniaco. Deacuerdo con el contenido de Fe, aparece una coloración roja más o menos intensa. Elcolor se desvanece con el reposo en el aire porque el complejo ferroso se oxida.La presencia de Ni interfiere, pues la precipitación de la Ni-DMG insoluble roja hacedifícil ver la coloración roja de la solución. Sin embargo, si se agrega cianuro depotasio, Ni-DMG se disuelve y solo queda la sal ferrosas roja la que es estable enpresencia de cianuro de potasio.B-Analizar los resultados obtenidos y escribir las ecuaciones químicas correspondientesC- Investigue y responda las siguientes cuestiones a- ¿Qué factores condicionan la sensibilidad y la selectividad de una reacción química? b- Establecer la importancia en la elección del soporte o técnica a utilizar.D-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico
  • 29. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF T.P. N°6: Reactivos generales y específicosObjetivos:  Utilización y aplicación de reactivos generales y específicos  Promover la ejercitación metodológica para el desarrollo de posteriores trabajos prácticos (identificación de cationes)  Interpretar propiedades químicas y físicas en las reacciones analíticasMarco teórico:Reactivos generales: Amoniaco y sulfuro.Frente al Al3+ y el Fe3+ actúa como reactivo general el amoniaco. Si ambos estánmezclados nos basaremos en el anfoterismo del Al(OH)3 para separar dichas especies.Frente al Cu2+ y Zn3+ el ion sulfuro actúa como reactivo separador, por las diferenciasde Producto de Solubilidad de sus sulfuros.Se visualiza la influencia del pH en la separación. Se usa tioacetamida como generadorde iones sulfuro.Utilización de la tioacetamida como reactivo general en reemplazo del H2S:El sulfuro de hidrogeno es muy toxico. Debido a esto se ha intentado sustituirlo en eldesarrollo sistemático del análisis cualitativo por otros reactivos que contienen azufre,por ejemplo por tioacetamida en cuya hidrólisis se forma sulfuro de hidrogeno. Laprecipitación por tioacetamida es un ejemplo de la llamada precipitación homogéneaque también y mas correctamente se puede llamar método de los reactivos producidos.En este procedimiento como reactivo se utiliza tal o cual producto que se formapaulatinamente en la solución debido a una reacción determinada. La tioacetamidaCH3CSNH2 es la amida del acido tioacético. En soluciones acuosas la tioacetamida sedescompone dando como productos intermediarios acido tioacético CH3COSH yacetamida CH3CONH2.Con la elevación de la temperatura la velocidad de la descomposición aumentadesarrollándose la siguiente reacción. CH3CSNH2 + 2 H2O CH3COOH + NH3 + H2SLa velocidad de descomposición también aumenta en presencia de iones hidrogeno uoxhidrilos según:Medio acido: CH3CSNH2 + 2 H2O CH3COOH + NH4+ + H2SMedio Alcalino: CH3CSNH2 + 3 OH- CH3COO- + NH3 + H2O + S2-Como se puede apreciar, en medio acido la concentración de ion sulfuro es muchomenor que en medio alcalino, puesto que la disociación del acido sulfhídrico se inhibepor la presencia del ion hidrógeno libre.
  • 30. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFReactivo Selectivo:La dimetilglioxima o reactivo de Tschugaeff (1905) en solución amoniacal forma con elFe2+ una sal de color rojo. El Fe3+ no da ese color pero precipitan Fe(OH)3 debido almedio amoniacal. Por ello debe acomplejarse con acido tartárico. El Ni2+ en solucionesamoniacales o en buffer acetato-acético, precipita con la DMG un quelato rojo, pero siel catión se acompleja con CN-, se evita la formación de dicho precipitado.Actividad:a) En un tubo de centrifuga colocar 2 mL de muestra. Tomar el pH con papel tornasolrojo de la siguiente forma: tomar una gota de la solución a ensayar con una varilla ytocar un pedacito del papel indicador colocado sobre papel blanco limpio, o placa detoque, o sobre vidrio reloj. Observar el color.Se agrega gota a gota NH3 2M agitando luego de agregar cada gota, se toma el pH dellíquido homogeneizado a cada paso hasta llegar a pH alcalino. Se agregan algunoscristales de ClNH4. Se calienta suavemente a baño maría, se raspan las paredes del tubopara favorecer la precipitación. Enfriar completamente en agua, centrifugar, previoequilibrado de los tubos.Verificar precipitación completa agregando al sobrenadante una gota NH· diluido, paraello separar el liquido y colocarlo en otro tubo. Si precipita, unir con el preparadoanterior. Lavar dos veces el precipitado, para lo cual se debe preparar un líquido delavado de la siguiente constitución: 1mL H2O + 2 gotas de NH3 2M + Cristales de ClNH4Al precipitado se lo trata con 1 mL de NaOH diluido (30%). Agitar con la varilla demodo de suspender el precipitado. Calentar a baño maría, enfriar y luego centrifugar 2minutos. Transferir el líquido sobrenadante a otro tubo. Reservar el residuo. En ellíquido investigar aluminio.Agregar acido acético hasta llegar a acidez. Comprobar con el tornasol.b) Tomar 0,5 mL de muestra en tubo para centrifuga en el cual se ha marcadopreviamente el nivel de 2,5 mL, neutralizar si es necesario con NH3 2 M probando enplaca, con indicador de azul de bromotimol (tornasol universal). Se agregan 0,35 mL deHCl 2M y 4 gotas de tioacetamida, llevando a B.M. nuevamente. Dejar enfriar ycentrifugar.En la solución queda Zn2+. En el precipitado el SCu negro. Se separan ambas fases.A-Procedimiento experimental:- Materiales a utilizar: papel de filtro, placas de toque, tubos de centrifuga, papeltornasol rojo.a) Identificación de Al usando papel como soporte:
  • 31. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFEn papel de filtro 4 x 4 cm colocar una gota de la solución problema, secar arrimando auna llama sin quemar y luego otra gota repitiendo la operación. Agregar 1 gota dealizarina S sobre la anterior. Exponer a los vapores NH3 cc. Color rojo ladrillo indica lapresencia de Al.Ensayo en blanco: ya que la alizarina tiene color propio, es necesario comparar con unblanco, en el cual en vez de la solución a ensayar se coloca agua destilada.Luego en el orden correspondiente los reactivos detallados. Comparar.En el precipitado investigar hierro:Sobre el precipitado se agrega gota a gota ClH cc y calentar a baño maría (BM), hastadisolución. Enfriar. Diluir con 2 mL de agua destilada.Reconocimiento sobre placa de toque:Con una pipeta pasteur colocar 1 gota de solución problema en una cavidad y agregar 1gota de Fe (CN)6K4. Color azul indica Fe3+.b) reactivo selectivoEn los siguientes tubos agregar los reactivos indicados en ese oreden:Tubo1: 2 gotas de Ni2+ 0,05M + NH3 hasta alcalinizar + 2 gotas de DMGTubo2: 2 gotas de Fe2+ 0,05M + NH3 hasta alcalinizar + 2 gotas de DMGTubo3: 2 gotas de Ni2+ + CNK hasta decoloración + 2 gotas DMGTubo4: 2 gotas de Fe2+ +1 gota de ClH diluido + 5 gotas de H2O2, calentar a BM 2 min.Enfriar. Agregar cristales de tartrato de potasio, alcalinizar con NH3 y agregar 2 gotasde DMG.Mezclar partes iguales de Fe2+ y Ni2+, tomando los tubos 1 y 2 como testigos yreconocer:Tubo5: Fe2+ en presencia de Ni2+Tubo6: Ni2+en presencia de Fe2+Puede ensayarse la presencia de Fe2+ con ortofenantrolina en medio neutro. Originacolor rojo, ningún otro ion lo hace. Reactivo especifico.c) Identificación de Cu2+ y Zn2+En el precipitado: lavar con 1 mL de agua conteniendo 2 gotas de tioacetamida ycristales de ClNH4. Para el lavado suspender el precipitado en el líquido, calientar 2-3minutos en B.M., enfriar, centrifugar y desechar el líquido.Tratar el precipitado con 1,5 mL de una mezcla de NO3H + H2O (1+2). Llevar a B.M.Enfriar. Agregar NH3cc. gota a gota hasta reaccaion alcalina, comprobar con tornasol.Una coloración azul indica la presencia de Cu2+.Agregar CNK 0,5 N hasta desaparición del color azul y dos gotas mas. Agregar 3 gotasde tioacetamida, un cristal de ClNH4 y calentar a B.M. turbidez por precipitado blancode SZn indicaría que pudo llegar hasta aquí, resultando deficiente: la separación consulfuro o el lavado del precipitado de SCu.En la solución: agregar NH3 2M hasta neutralidad, comprobar con tornasol más 2 o 3gotas en exceso. Agregar 3 gotas de tioacetamida y calentar a B.M. 5 minutos. Laaparición de precipitado blanco de SZn lo confirma. Si se observa precipitado pardo o
  • 32. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFgris es que ha pasado Cu2+, cuyo S2- negro al precipitar aquí obscurece al blanco delZn2+.B-Analizar los resultados obtenidos y escribir las ecuaciones químicas correspondientesC- Investigue y responda las siguientes cuestiones a- Defina reactivo general y específico y ejemplifique b- Diseñe una experiencia sencilla donde se utilicen estos tipos de reactivosD-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico
  • 33. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF T.P. N°7: Marcha analítica del primer grupo de cationes GRUPO DE LA PLATA (GRUPO I) PLOMO, MERCURIO (oso) Y PLATAObjetivos:  Utilizar técnicas y propiedades para la separación de cationes.  Reconocer los diversos tipos de reactivos para la identificación  Identificar los cationes del primer grupo. Marco teórico: Los cationes que conforman el primer grupo de cationes son: Pb+² Hg+, Ag+. Los compuestos de estos metales se caracterizan porque precipitan como cloruros con HCl diluido. El cloruro de plomo es algo soluble en agua y por eso, no se precipita totalmente como cloruro en este grupo, y se identifica nuevamente el Grupo II, donde es precipitado como sulfuro muy insoluble. En cuanto a las características de estos metales, puede indicarse que:  Plomo: metal gris azulado. Se disuelve fácilmente con en HNO3 dil.  Mercurio: metal plateado, líquido en cond. Ambientales. No es atacado por HCl y H2SO4 dil pero reacciona fácilmente con el HNO3  Plata: metal blanco, maleable, dúctil. Insoluble en HCl y H2SO4 dil , pero se disuelve fácilmente en HNO3 y H2SO4 conc (2:1)La marcha analítica del primer grupo de cationes responde al siguiente esquema: MUESTRA HCl 2M Ppdo. Blanco: ClAg; ClHg; Cl2Pb H2O Caliente Solución Precipitado K2Cr2O4 IK NH4OH caliente PbCr2O4 PbI Solución Precipitado HNO3 KI amarillo amarillo Papel HgCl(NH2) negro AgCl blanco AgI amarillo
  • 34. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFActividad: A-Procedimiento experimental:- MaterialesPipetas de 5-10 ml, vaso de precipitados, varilla, mechero, trípode, tela metálica conamianto, embudo, papel de filtro.Ácido nítrico diluido, solución de cromato de potasio, amoníaco diluido, solución deyoduro de potasio, solución de ácido acético, ácido clorhídrico 2 M. 1. A la muestra incógnita, colocar 1 ml de ácido clorhídrico 2 M contenida en un tubo de ensayo. 2. Filtrar el precipitado y separar la solución, con un embudo y papel de filtro. 3. tratar al precipitado con agua caliente y separar la solución en dos tubos de ensayo. 4. A una de ellas agregar una solución de cromato de potasio, registrar lo observado. 5. A la otra muestra agregar una solución de yoduro de potasio, registrar lo observado. 6. Al residuo que quedó en el papel de filtro, agregar una solución de hidróxido de amonio, registrar lo ocurrido. 7. A la solución que se recoge del paso anterior, se lo divide en dos muestras. Dividir en dos muestras a la solución que se recoge del paso anterior. 8. A una agregar una solución de ácido nítrico diluido, registrar lo ocurrido. 9. A la segunda muestra agregar una solución de yoduro de potasio, registrar lo observado. Registrar y anotar lo observado. Realizar un esquema descriptivo con los pasos seguidos en la identificación de los cationes del primer grupo.B-Analizar los resultados obtenidos y escribir las ecuaciones químicas correspondientesC- Investigue y responda las siguientes cuestiones ¿Cuál es el reactivo general del primer grupo de cationes? ¿Qué reactivos específicos fueron utilizados? ¿Debido a qué se utiliza agua caliente para lavar el residuo?D-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico
  • 35. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF T.P. N°8: Segundo grupo de cationesObjetivos:  Utilizar técnicas y propiedades para la separación de cationes.  Identificar cationes del segundo grupo partir de una muestra problemaMarco teórico: Este grupo es llamado “del arsénico y del cobre” y están ormados por los cationes: mercurio, plomo, bismuto, cobre, cadmio, arrsénico, antimonio y estaño, que precipitan como sulfuros, en solución ácida. Los sulfuros de arsénico, antimonio y estaño son solubles en sulfuro de amonio o en solución de hidróxido de sodio, mientras que los cationes restantes son prácticamente insolubles. por eso se recomienda subdividir este grupo en dos subgrupos: IIa(del Cu) que comprende el mercurio, plomo, bismuto, cobre y cadmio y el grupo IIB o grupo del arsénico que incluye arsénico, antimonio estaño MUESTRA +HCl RESIDUO FILTRADO 1mlH2O2 3%. Ajuste con HCl 0,3M en Ø .Saturar con H2S RESIDUO FILTRADO INDICA LA PRESENCIA DEL II GRUPOActividad: A-Procedimiento experimental:Materiales:Vaso de precipitado, varilla, moneda de cobre, trípode, tela metálica con amianto,embudo, papel de filtro.Solución de Hidróxido de sodio 1 M, solución de Yoduro de potasio, solución deCloruro de estaño (II), amoníaco diluido, carbón, Carbonato de sodio.
  • 36. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF1.- Dividir la muestra incógnita I en cuatro partes: a) A una de ellas agregar hidróxido de sodio, luego agregar un exceso de este reactivo. Verificar la solubilidad del precipitado en ácido clorhídrico. b) A la segunda muestra agregar lentamente la solución de ioduro de potasio. Luego agregar un exceso de reactivo. c) A la tercera, agregar lentamente una solución de cloruro de estaño (II). Luego agregar un exceso de reactivo. d) A la última porción de la muestra agregar una lámina de cobre brillante (limpio).2.- Dividir la muestra incógnita II en dos porciones. a) A la primera, agregar una solución de amoníaco diluido. Luego agregar un exceso de reactivo. b) A la segunda, agregar una solución de hidróxido de sodio. Comprobar su solubilidad en ácidos minerales.3.- La muestra incógnita III, dividirla en cuatro porciones y luego: a) A la primera, tratarla una pequeña cantidad de hidróxido de amonio. b) A la segunda, agregarle hidróxido de sodio en frío. Comprobar su solubilidad con un exceso de reactivo. Luego calentar el tubo de ensayo. c) A la tercera, agregarle una solución de ioduro de potasio. d) A la cuarta porción, sumergir un clavo de hierro limpio.4.- Dividir la muestra incógnita IV en dos porciones: a) A la primera, agregarle lentamente hidróxido de amonio, y luego un exceso de reactivo. b) A la segunda, hidróxido de sodio, y luego comprobar su solubilidad con un exceso de reactivo.5.- A la muestra incógnita V, agregarle IK. Observar y anotar6.- A la muestra incógnita VI, agregarle hidróxido de sodio gota a gota. Comprobar su solubilidad con un exceso de reactivo.7.- Registrar lo observado, escribir las fórmulas correspondientes y realizar un esquema del procedimiento realizado.B-Analizar los resultados obtenidos y escribir las ecuaciones químicas correspondientesC- Investigue y responda las siguientes cuestiones1) Investigar de qué manera se diferencian los precipitados formados por Hg (II) y Hg (I)2) ¿Debido a qué al agregar en exceso cloruro de estaño (II) se obtiene un precipitado diferente al anterior?D-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico
  • 37. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF T.P. N°9: Tercer grupo de cationesObjetivos:  Utilizar técnicas y propiedades para la separación de cationes.  Reconocer los diversos tipos de reactivos para la identificación  Identificar los cationes del tercer grupo.Marco teórico:El tercer grupo de cationes es también llamado “grupo del hierro y del cinc” y seencuentra formado por: hierro, aluminio, cromo, níquel, cobalto, manganeso y cinc.Ellos, precipitan en solución alcalinizada con hidróxido de amonio, en presencia decloruro de amonio por sulfuro de amonio. El Fe3+, el Al3+, y el Cr3+, precipitan comohidróxidos, por el hidróxido de amonio, debido a que sus sulfuros son solubles ensolución acuosa. Los demás, precipitan como sulfuros. Por ello, es recomendabledividir al grupo en dos subgrupos: IIIA o grupo del hierro, formado por Fe3+,, Al3+, yCr3+, y IIIB o grupo del cinc, representado por los cationes níquel, cobalto, manganesoy zinc.Actividad: A-Procedimiento experimental:Materiales: Vaso de precipitados. Tubos de ensayos. Tela metálica con amianto.MecheroSolución de amoníaco. Solución de Ferrocianato de Potasio. Solución de ácidoclorhídrico. Solución de hidróxido de sodio 1 M. Solución de cloruro de sodio. Aguaoxigenada. Ácido clorhídrico concentrado. Solución de fosfato monoácido dosódico.Ácido acético1. A la primera muestra incógnita se la separa en tres porciones. Porción A, tratarla con las siguientes sustancias: a. Agregar a la misma una solución de amoníaco, al obtenerse un precipitado marrón rojizo indica la presencia de Fe(OH)3. observar, anotar y escribir la ecuación química. b. Al precipitad formado dividirlo en dos porciones y añadirle: Reactivo en exceso y ácidos diluidos. El producto de solubilidad del Fe(OH)3 es tan pequeño (3,8 . 10-38) que ocurre la precipitación completa en presencia de sales de amonio, diferencia con Fe (II), Ni, Zn y Mg. c. Calentar el precipitado de hidróxido de para obtener óxidos de hierro (III) y probar su solubilidad en ácidos.
  • 38. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF Porción B, tratarla con las siguientes sustancias: a. Agregar hidróxido de sodio. Observar, anotar y escribir la ecuación química. b. Comprobar si es soluble o no en exceso de reactivo. Porción C, tratarla con las siguientes sustancias: a. Añadir a la muestra ferrocianuro de potasio. Observar, anotar y escribir la ecuación química. b. Comprobar su solubilidad en: ácido clorhídrico diluido, ácido clorhídrico concentrado y exceso de reactivo. Observar y añadir a una parte hidróxido de sodio y obtendrá un precipitado rojo a medida que se forma el óxido de hierro (III) y los iones ferrocianatos (II). Observar y anotar.2. A la segunda muestra incógnita se la divide en cuatro porciones:Porción A: a. Agregar solución de amoniaco. Luego de la formación del precipitado, cloruro de amonio y calentar a ebullición hasta que tengan ligero color a amoniaco; comprobar si el hidróxido formado es soluble o no en ácidos y bases fuertes. Observa, anotar y escribir la ecuación química correspondiente.Porción B: a. Agregar hidróxido de sodio, gota a gota. Observar, anotar y escribir la ecuación correspondiente. Comprobar la solubilidad del precipitado en exceso de reactivo. En presencia de ácido cítrico, sulfosalicílico, málico, azucares y otros compuestos orgánicos hidroxilados no tiene lugar la precipitación del hidróxido de aluminio, con soluciones de amonio o hidróxido de sodio.Porción C: a. Agregar a la tercera porción fosfato de sodio y comprobar la solubilidad de los mismos en ácidos fuertes, en acético y en hidróxido de sodio. Observar, anotar y escribir la ecuación química correspondiente.Porción D: a. Añadir carbonato de sodio. Observar, anotar y escribir la ecuación correspondiente. Comprobar la solubilidad en exceso de reactivo.3. Separar la muestra III en dos porciones:Porción A: a. Agregar amoniaco y llevarla a ebullición. Observar, anotar y escribir la ecuación química correspondiente.
  • 39. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF La presencia de un precipitado gelatinoso gris verdoso o gris azulado, demuestra la presencia de Cr 3+.Porción B: a. Agregar a la muestra hidróxido de sodio. Observar, anotar y escribir la ecuación correspondiente y comprobar si se disuelve por acción de ácidos diluidos y exceso de reactivo. A la solución formada por exceso de reactivo, agregarle agua oxigenada (peróxido de hidrógeno) obteniéndose una solución amarilla debido a la oxidación de los iones Cr+3 a Cr+5. Luego de destruir el exceso de peróxido por ebullición, se identifican los iones cromato utilizando el siguiente mecanismo, se agrega a la solución ácido acético (para acidificar) luego cloruro de bario, obteniéndose un precipitado amarillo de cromato de bario.4. Dividir la muestra IV en ascuotas y tratarlas con: a. Hidróxido de sodio, a bajas temperaturas comprobar la precipitación de una sal básica. Observar, anotar y escribir la ecuación correspondiente. b. A otra porción agregarle hidróxido de sodio en exceso y calentar: El precipitado se convierte en hidróxido de cobalto (rosa). Comprobar, anotar y escribir la ecuación química correspondiente. Por exposición al aire este se transforma en Co (III) negro amarronado, este cambio ocurre más rápidamente si se le agrega peróxido de hidrógeno. c. Tomar otra alicuota y agragarle gota a gota pequeñas cantidades de solución de amoniaco hasta la formación de un precipitado, el cual en exceso de reactivo se disuelve. Comprobar, anotar y escribir la ecuación correspondiente.5. Tratar la muestra V con: a. Hidróxido de sodio: observar, anotar y escribir la ecuación correspondiente: comprobar si es insoluble en exceso de reactivo y en presencia de amoniaco. Identificar el catión.6. Dividir la muestra VI en dos porciones y agregar: a. Hidróxido de sodio. Observar, anotar y escribir la ecuación química correspondiente. Dividir el precipitado en tres porciones y comprobar la solubilidad en presencia de exceso de reactivo, que le ocurre al precipitado expuesto al aire y en presencia de peróxido de hidrógeno. b. La segunda muestra se tratará con solución de amoniaco. Comprobar la solubilidad del precipitado en exceso de reactivo. Observar, anotar y escribir la ecuación correspondiente.7. Separar la muestra incógnita en dos alicuotas: a. Tratar a la primera con hidróxido de sodio. Comprobar la solubilidad del precipitado por agregado de ácidos, exceso de reactivo. Observar, anotar y escribir la ecuación química correspondiente. Identificar a todos los cationes, luego de cada ensayo.
  • 40. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF Precaución: al agregar cualquier reactivo hacerlo gota a gota.B-Analizar los resultados obtenidos y escribir las ecuaciones químicas correspondientesC- Investigue y responda las siguientes cuestiones 1. Escribir los cationes que pertenecen el tercer grupo de cationes, divididos en dos subgrupos. 2. Identificar en un cuadro como harías para separarlos y poder identificarlos. 3. Teniendo en cuenta la marcha de cationes, ¿qué compuestos forman al agregarse los reactivos del grupo?D-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico
  • 41. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF T.P. N°10: Cuarto y Quinto grupo de cationesObjetivos:  Identificar los cationes del cuarto y quinto grupo  Trabajar en escala de semimicroanálisis y microanálisisMarco teórico:Grupo del calcio (grupo IV): bario, estroncio y calcioLos cationes de éste grupo (IV) no precipitan con los reactivos generales de los gruposI, II y III. Se caracterizan por precipitar con solución de carbonato de amonio, enpresencia de soluciones de cloruro e hidróxido de amonio.El grupo de los metales alcalinos (grupo V), se encuentra conformado por los cationesmagnesio, sodio, potasio, litio y amonio. Los cationes de éste grupo no precipitan conlos reactivos generales de los grupos anteriores. El Li, Na y K son alcalinos, el amoniose incluye en este grupo porque sus compuestos son semejantes a los metales alcalinos.El Mg se incorpora en éste grupo porque su carbonato no precipita por solución decarbonato de amonio en presencia de cloruro de amonio, como los alcalinos térreosActividad: A-Procedimiento experimental:Materiales: Pipetas de 1-5-10 ml.. Vaso de precipitado. Tubos de ensayo parasemimicroanálisis y microanálisis. Varilla. Mechero. Trípode. Tela metálica conamianto.Cromato de potasio. Amoníaco. Cromato de sodio. Ácido acético. Ácido sulfúrico.Ácido clorhídrico. Carbonato de amonio. Sulfato de calcio. Solución de hidróxido deamonio, solución de hidróxido de sodio, solución de carbonato de sodio, solución deácido perclórico.IV Grupo (en escala de semimicro análisis):1. Separar la muestra en tres porciones. a. Tratar a la primera porción con carbonato de amonio, comprobar la solubilidad en ácidos diluidos. b. A la segunda porción tratarla con ácido sulfúrico diluido, comprobar la solubilidad del precipitado en agua y ácidos diluidos. Hacer hervir al sulfato de bario con una solución concentrada de carbonato de sodio. c. A la tercera porción de muestra tratarla con cromato de potasio. Comprobar su solubilidad en ácido acético diluido y en ácidos minerales. Hacer las ecuaciones correspondientes e indicar los cambios producidos.2. A la segunda muestra incógnita dividirla en cuatro porciones a. Tratar la primera con hidróxido de aluminio. b. A la segunda porción agregarle carbonato de amonio. Comprobar su solubilidad en ácidos diluidos.
  • 42. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF c. Tratar la tercera porción con ácido sulfúrico diluido. Colocar el precipitado en dos tubos de ensayo: al primer agregarle ácido para comprobar su solubilidad y al segundo tubo agregarle solución concentrada de carbonato de sodio. La solución del segundo tubo de ensayo, filtrar y disolver el precipitado en ácido clorhídrico y de esa manera se transfieren los iones estroncio a la solución. d. A otra porción de muestra agregarle sulfato de calcio en caliente. e. Trate otra porción de muestra con cromato de potasio. Compruebe la solubilidad del mismo en agua, soluciones de ácido acético y en ácido minerales. Hacer las ecuaciones correspondientes e indicar los cambios producidos.3. A la tercer muestra incógnita, dividirla en tres porciones: a. Tratar a la primera porción con solución de carbonato de amonio. Llevar a ebullición y observar los cristales formados. b. A la segunda porción tratarla con ácido sulfúrico diluido, comprobar su solubilidad en agua. c. Comprobar si precipita con cromato de potasio y sulfato de calcio e indicar la diferencia con el estroncio y el bario. Hacer las ecuaciones correspondientes e indicar los cambios producidos.V Grupo (en escala de micro análisis):1. Dividir la muestra I en tres alicuotas: a. A la primera agregar una solución de hidróxido de amonio. Observar, anotar y escribir la ecuación química correspondiente. Comprobar la solubilidad del precipitado en exceso de reactivo. b. A la segunda agregar una solución de hidróxido de sodio. Observar, anotar y escribir las ecuaciones correspondientes. c. A la tercera porción agregar solución de carbonato de sodio. Observar, anotar y escribir las ecuaciones correspondientes. Comprobar su solubilidad en bases, ácidos y soluciones de amonio.2. A muestra II, agregar una solución de ácido perclórico. Observar, anotar y escribir lasecuaciones correspondientes.3.B-Analizar los resultados obtenidos y escribir las ecuaciones químicas correspondientesC- Investigue y responda las siguientes cuestiones 1. Hacer un cuadro en el cual se visualice la separación e identificación de loscationes del cuarto y quinto grupo. 2. Explicar las características generales del grupo de cationes. 3. ¿Qué ocurre cuando se agrega un ácido a una solución de cromato de potasio? 4. ¿Debido a qué los iones de estroncio y calcio necesitan mayor cantidad de ionescromatos para precipitar que los iones bario?D-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico
  • 43. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF T.P. N°11: Identificación de anionesObjetivos:  Identificar los aniones cloruro, carbonato, bicarbonato e hidróxido presentes en una muestra  Promover la ejercitación metodológica para el desarrollo de posteriores trabajos prácticosMarco teórico:El ión cloruro (Cl-), es uno de los aniones inorgánicos principales en el agua natural yresidual. Una de las técnicas utilizadas para su determinación es el Método de Mohr.La valoración se hace con solución patrón de AgNO3. El indicador es el ión CrO4 =,que produce en la solución, en el punto inicial, una coloración amarilla y forma en elpunto final un precipitado rojo ladrillo de cromato de plata, Ag2CrO4. Cl - + Ag+  AgCl  (Precipitado blanco) CrO4= + 2Ag+  Ag 2CrO4  (Precipitado rojo ladrillo)La alcalinidad del agua puede deberse a la presencia de bicarbonato, carbonato ehidróxidos. Estos aniones pueden determinarse por titulación con solución valorada deácido mineral fuerte (ácido sufúrico0,02N) en los sucesivos puntos de equivalencia pormedio de indicadores.La fenolftaleína (indicador) permite determinar la fracción de alcalinidad atribuible alhidróxido y la mitad del carbonato. La heliantina o naranja de metilo es un indicadorque puede utilizarse para determinar la alcalinidad debida a hidróxido, carbonatos ybicarbonatosFenolftaleina; intervalo de transición el pH 8,0-9,6 (incoloro en ácido, rojo en básico)Heliantina: intervalo de transición el pH 3,1-4,4 (rojo en ácido, amarillo en básico)Este tipo de titulaciones útiles son para el tratamiento de las aguas naturales.Actividad: A-Procedimiento experimental:Materiales: pipetas de 1-5 y 10 ml, erlenmeyer de 100 y 250 ml, probetas de 50 ml,papel indicador universal, agitador magnético, solución K2CrO4 al 0,05 % (p/v),solución de AgNO3 0,01N, H2SO4 0,02N; fenolftaleína; naranja de metilo; patrón parafenolftaleína pH 8,3; patrón de naranja de metilo pH 4,2Muestra 1: Medir 20ml de la muestra y transferirlo en un erlenmeyer de 100-250ml;adicionar 1 ml de indicador K2CrO 4. Ajustar el pH 7-10. Añadir gota a gota consolución de nitrato de plata, agitando constantemente, hasta que aparezca unacoloración rojo ladrillo..
  • 44. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFMuestra 2: Medir 100ml de la muestra y transferirlo en un erlenmeyer de 250ml;adicionar 2 gotas de fenolftaleína (coloración rosada, indica la presencia de carbonatosy/o hidróxidos)Añadir con una bureta gota a gota, solución de H2SO4 0,02N (valorado por el auxiliardocente con carbonato de sodio) hasta que la coloración sea semejante a la soluciónpatrón preparada (Vfe)A la misma muestra agregar dos gotas de naranja de metilo y añadir con una bureta gotaa gota, solución de H2SO4 0,02N hasta que la coloración sea semejante a la soluciónpatrón preparada (Vhe). Las determinaciones deben hacerse por triplicado B- Analizar los resultados obtenidos y escriba las ecuaciones químicascorrespondientes Teniendo en cuenta que  Vfe es mayor de 0 y Vhe es igual a 0; la especie presenta aniones OH-  Vfe es igual a cero y Vhe mayor a 0; la especie presenta HCO3-  Vfe mayor a 0 y Vhe mayor a 0; puede darse que: a- Vfe > Vhe; las especies presente son OH- y CO3= b- Vfe = Vhe; la especie presente es CO3= c- Vfe < Vhe; las especies son HCO3- y CO3= d-C- Investigue y responda las siguientes cuestiones a- ¿Cómo prepara 250 ml de una solución 5N de H2SO4 ( a partir del concentrado, 98%, densidad= 1,89 g/ml) b- ¿Cómo prepara 250 ml de una solución 0,0200N de H2SO4 a partir de de la anterior (5N) c- ¿Qué es la alcalinidad del agua?. ¿Cómo se expresa? d- ¿Cuáles son los valores de alcalinidad para el agua sea potable? e- Indique tres aniones de importancia en los suelos para cultivo de hortalizas. Justifique su respuesta e indique las técnicas de uso habitual para la determinación cualitativa de los mismosD-Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico
  • 45. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF T.P. N°12: Trabajo práctico integrador de contenidosObjetivos:  Promover la ejercitación metodológica del análisis químico analítico cualitativo y su aplicación  Interpretar las reacciones analíticas por colorimetría  Determinar por colorimetría algunos nutrientes presentes en una muestra de sueloMarco teórico:Todas las propiedades analíticas que se puedan observar por cualquier método tienen suaplicación en el análisis. La reacción Química es la base fundamental de los procesosanalíticos.La reacción analítica es toda reacción química utilizable en Química Analítica porqueorigina fenómenos fácilmente observables que se relacionan con la sustancia, elementoo grupo químico que se analiza.Estas reacciones pueden verificarse por vía húmeda que, generalmente, tienen lugarentre iones en disolución y por vía seca que se verifican entre sólidos.la importancia analítica en suelos para las actividades agropecuarias de debe a que serequieren de ciertos elementos químicos para el crecimiento saludable de las plantas. Laescasez de uno solo puede afectar seriamente los rendimientos y las utilidades en laagricultura.Nutrientes N, P, K son llamados primarios debido a que , se requieren en mayorcantidad para el desarrollo adecuado del vegetal. Nutrientes secundarios son el Ca, Mg,S y los micronutrientes son el B, Cu, Fe, Mn, Mo, Zn, Cl denominados así debido a quela planta requiere de ellos en pequeñas cantidades.La planta no asimila de la tierra los otros elementos necesarios (C, O, H).En el presente trabajo práctico se utiliza la propiedad de los compuestos químicos decolorarse cuando intervienen en reacciones químicas específicas( reacciones analíticaspor colorimetría)Actividad: A-Procedimiento experimental:Materiales: Tamiz, embudo, papel de filtro, pipeta, probeta, matraz aforado, varrillaagitador de vidrio. Agua destilalda, Acetato de sodio, Ácido acético, Difenilamina,äcido sulfúrico concentrado, Yoduro de potasio, Cloruro mercurioso, Hidróxido depotasio, Molibdato de sodio, Oxalato estanoso, Bencidina, Amarillo de titanio(tiazol),Oxalato de amonio.
  • 46. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFLleve 5 gramos de la muestra de tierra por analizar a estufa 105-110°C durante 1 hsElija tamices de 10, 18, 40, 60, etc y determine la granulometría del material(identificando los tamices de retenido y cernido del material). Añadir 10 ml de soluciónextractiva, se agita unos minutos y se filtra (no debe añadirse agua). Al líquido filtradose le llama “extracto del suelo” y lleva disueltos los elementos a determinar.NITROGENO/NITRICO. 1.En una placa de porcelana se coloca una gota de extracto de suelo (ES) y se le agrega 4 gotas de difenilamina, se reposa 2 minutos, se agita se observa la colración formada. Varía, según la concentración de azul fuerte a azul pálido.NITROGENO AMONIACAL. 2. 4 gotas de ES se le agrega 2 gotas de reactivo de Nessler, se reposa 1 minuto y se compara. La coloración varía de café a amarillo.FOSFORO. 3. 10 gotas de ES y 1 gota de molibdato de sodio y 2 gotas de oxalato estanoso, se agita y reposa un minuto. La coloración varía de azul a blancoMANGANESO 4. 10 gotas de ES y 1 gota de KOH, agitando se agregan 2 ó 3 gotas de bencidina y se compara inmediatamente (coloración fugaz). Varía de azul verdoso a azul no muy intenso.MAGNESIO 5. 10 gotas de ES, 1 gota de KOH y 3 gotas de amarillo de titanio, se agita y se reposa 1 minuto. La coloración varía de rojo carmín a amarillo naranja.CALCIO 6. 10 gotas de ES y 2 gotas de oxalato de amonio, se reposan 5 minutos y se comparan verticalmente. La coloración varía de blanco a transparente. 7.B- Analizar los resultados obtenidos y escriba las ecuaciones químicas correspondientesC- Investigue y responda las siguientes cuestiones a- ¿Identifique cinco iones importantes para identificar en las muestras de suelo?.Justifique su respuesta b- ¿Qué variantes se utilizan en el análisis e suelo con r4specto a la técnica mencionada?¿Por qué?D- Realice un mapa conceptual que relaciones saberes previos con los nuevos“adquiridos” en esta clase. Utilice el programa “Cmap Tools”E-Realice el informe o protocolo correspondiente al presente trabajo práctico
  • 47. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFPara la PREPARACION DE LOS REACTIVOS utilice las siguientes técnicasoperatorias:1. Solución extractiva: 10 gramos de acetato de sodio en 100 ml de ácido acético al 3%.2. Ácido acético al 3%: 3 ml de ácido acético se aforan a 100 ml con agua destilada.3. Difenilamina: solución al 2/1000 ó .2/100 en H2SO4 concentrado, sin que la temperatura no exceda de 24° C en la preparación.4. Reactivo de Nessler: (200 ml). 10 gr de KI en 30 ml de agua destilada, agregar solución saturada de HgCl2 (4.4 gr en 70 ml de agua destilada) y 80 ml de KOH al 50%; completar a 200 con agua destilada.5. Molibdato de sodio: 12.5 gr en 100 ml de agua tibia. Por separado, mezclar 50 ml de ácido acético y 550 ml de agua destilada. Mezclar las dos soluciones lentamente y agitando. No debe haber precipitado.6. Oxalato estanoso: Disolver en 10 ml de ES lo que se pueda tomar con la punta de un palillo. Se debe preparar el día que se utiliza.7. Bencidina: 0.1 gr de bencidina en 20 ml de ácido acético; diluir a 200 ml con agua destilada.8. KOH: solución acuosa al 15%. 15 gr en 100 ml de agua destilada.9. Amarillo de titanio (tiazol). 50 mg en 20 ml de agua destilada.10. Oxalato de amonio. Solución acuosa al 105. 10 gr en 100 l de agua destilada.
  • 48. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF T.P. N°13: Diseño de una actividad experiemntal Objetivos:  Promover la ejercitación metodológica para la elaboración de un protocolo experimental  Interpretar la importancia de la articulación de contenidos y su aplicación  Que el alumno valore la importancia de la creatividad en las tareas asignadas  Que el alumno domine los contenidos curriculares en el que se van a desempeñar. Marco teórico: Frente a la importancia de formar a los alumnos para mantenerse en un sistema abierto de aprendizaje, basado en el manejo adecuado de la información, la resolución de problemas, la creatividad ,(Zagastizabal, 1993), es que se propone, como instrumento orientado a la formación de conocimientos de la Química Analítica, el desarrollo de las prácticas de laboratorio Se trata entonces, de suministrar a nuestros estudiantes la posibilidad para reconocer, investigar hechos y/o fenómenos; registrar y formular un interrogante analítico, plantear y analizar experimentos controlados; obtener y organizar información, formular hipótesis , evaluar realidades y extraer conclusiones (Bastido, 1990) Recuerde que las siguientes partes son las que conforman un protocolo e laboratorio (pudiéndose incluir otras o modificar las presentadas) Objetivos: los propósitos de la actividad propuesta Fundamentos teóricos que permiten comprender los temas abordados en la parte práctica .Materiales: los recursos a utilizar Técnica de laboratorio: tiene como propósito presentar una situación que pone al alumno en contacto con objetos o fenómenos reales o simulados. La aplicación de esta técnica permite que los alumnos realicen observaciones y no simplemente observen, que participen y no ser simples espectadores. Análisis de datos: orientando a reflexionar sobre los resultados obtenidos en las experiencias Interrogatorio: es un procedimiento didáctico universalmente empleado para despertar y dirigir la actividad reflexiva de los alumnos En ellas el docente identifica las metas, diagnostica los conocimientos previos, estructura los contenidos, prepara organizadores y piensa el tipo de preguntas a incluir
  • 49. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFActividad: A partir del programa general vigente de la asignatura y las experiencias delaboratorio realizadas: elabore y ejecute, en forma grupal, un protocolo experimentalrelacionado con la temática “análisis de agua”, pensando en la construcción deconocimientos en contextos reales (diversas muestras de agua) con la finalidad dedesarrollar capacidades reflexivas y críticas entre sus paresB- Analizar los resultados obtenidosel programa general vigente de la asignatura y las experiencias de laboratorio realizadas,recordando que:C-Realice la propuesta de la clase: teniendo en cuenta  Unidad Académica, fecha, ejecutores, título  Fundamentación  Objetivos  Contenidos conceptuales  Contenidos procedimentales  Contenidos actitudinales  Estrategias metodológicas: exposición didáctica, interrogatorio, técnica de laboratorio  Recursos didácticos: como pizarrón , tiza, material de laboratorio, guías de trabajo, libros, apuntes.  Evaluación:  Criterios de evaluación:  Sistema de evaluación:  Tiempo
  • 50. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF 4-GUÍA DE PROBLEMAS PARA EL SEMINARIO. Serie de Problemas N°0 SolucionesObjetivo: identificar las ideas previas que poseen los alumnos sobre la resolución desituaciones problemáticas teóricas de solucionesMarco teórico:La concentración de las disoluciones de los reactivos puede expresarse en tanto porciento, en Molaridad y en Normalidad. Excepcionalmente se emplean los conceptos deMolalidad, o de Formalidad, y para las disoluciones de Peróxido de Hidróxido,volúmenes de oxígeno contenidos en un litro de disolución.Una disolución al X por ciento indica que en 100 ml de la disolución hay disueltos X grdel reactivo.Una disolución molar es la que tiene disueltos un mol de la sustancia en un litro de ladisolución:Una disolución normal es la que contiene un equivalente químico del reactivo disueltoen un litro de disolución:Disolución molal es la que contiene disuelto un mol de sustancia en 1000 gr dedisolvente:Disolución formal (formalidad) es aquélla que contiene en un litro de disolución elpeso-fórmula o el peso, expresado en gramos, de la fórmula de la sustancia. Aunquegeneralmente coinciden las disoluciones molares y formales, otras veces no es lomismo:
  • 51. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFLa concentración de las disoluciones muy diluidas se expresa corrientemente en partespor millón (ppm). Una ppm equivale, en disoluciones, a 1 mg por litro o a un g por ml.Esta forma de expresión permite pasar fácilmente a tantos por ciento de peso envolumen (gramos por litro).Concentraciones excesivamente diluidas se expresan corrientemente en partes por billón(ppb).Diluir es reducir una concentración a otra menor. Para preparar una disolución másdiluida a partir de otra concentrada basta recordar que la cantidad de sustancia disueltaes la misma en ambas disoluciones e igual al producto del volumen por laconcentración, basándonos en la fórmula: C · V = C’ · V’Resuelve:1-Si diluimos un litro de ácido clorhídrico del 37% (P/P), δ = 1,19 g/ml, hasta obtenerseun ácido del 25%(P/P) ¿Qué cantidad e agua deberá añadirse?2-El resultado del análisis de una muestra de aire nos da una concentración de ozono de0,04 ppm y para el dióxido de azufre de 0,088 ppm, ambos V/V, medidos a 25 ° C y 1atm. de presión. Calcular la concentración de dichos gases expresados en μg/m³3- Un laboratorio dedicado al estudio de los efectos de los productos químicos en elcuerpo humano, ha establecido que no se puede sobrepasar la concentración de 10ppm(V/V) de HCN en el aire durante 8 horas seguidas, si se quiere evitar riesgos para lasalud. Sabiendo que una dosis letal de HCN en el aire (según el índice de Nerck) es de300mg/Kg de aire, a temperatura ambiente, ¿a cuántos mg de HCN/kg de aire equivalena 10ppm. ¿Qué fracción de dosis letal corresponden a las 10 ppm?Datos: M(aire)= 29M(HCN)= 274- Una empresa embotelladora de agua para consumo envía a su laboratorio de la mismacon el fin de que se determine si el agua producida cumple con los estándares fijados
  • 52. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFpor una organización internacional de protección ambiental en lo relativo a los nivelesmáximos permisibles de cadmio y níquel. Dichos niveles son 0,004mg/l y 0,1mg/l,respectivamente.El análisis efectuado arrojó los siguientes resultados: 3ppm de cadmio y 50ppm deníquel ¿Es segura esta agua para consumo?(1ppm= 10‫ ³־‬mg/l) ppm (m/v)5- Se debe preparar una disolución conteniendo un 8,5% de KI que será utilizada paragrabar oro en tarjetas de circuitos impresos. Dicha disolución se debe efectuar en base auna concentrada con 15% de KI y otra diluida con un 2,6% de KI ¿Cuál deberá ser larelación entre las masas de disolución concentrada a disolución diluida a fin de prepararla disolución deseada?6- Una disolución de peróxido de hidrógeno es de 25 volúmenes. Exprese suconcentración en mol/l. Masa H2 O2 = 347- Con el fin de disminuir la temperatura de congelación del agua contenida en undepósito, se disuelve en el mismo y en una concentración del 3% en peso, una sustanciade fórmula empírica (C2H6O) n; originándose un descenso de la presión de vapor a 20°Cde 0,209 mmHg. Determine la temperatura de congelación de dicha disoluciónKc = 1,86 °C kg/mol; presión vapor de agua a 20°C , 17,54 mmHg8- A efectos de probar la posible disociación de dos sales de mercurio (II) (nitrato ycloruro) se prepara una experiencia de crioscopía con los siguientes resultados para elnitrato se disuelven 32,4 gr de Hg(NO3 )2 por cada 1000 gr de H2O, obteniéndose unpunto de congelación a 0,56 °C y para el cloruro se disuelve 189,7 gr de HgCl2 en lamisma cantidad de agua alcanzándose un punto de congelación de 1,30 °C ¿Cuál de lasdos sales está disociada?Kc= 1,86 °C Kg/molMasa ( Hg(NO3)2) = 324,6Masa ( HgCl2) = 271,09- Un ingeniero químico está investigando está investigando el comportamiento delácido fórmico HCOOH, en diferentes disolventes con vistas a la implementación de unproceso industrial. Cuando disuelve 4,60 gr de dicho ácido en 1Kg de bencenoencuentra un descenso crioscópico de 0,26°C. Al disolver la misma cantidad de ácido en1 Kg de agua el descenso observado es de 0,19°C ¿Qué debería asumir para explicarestos resultados?Constantes crioscópicas Kc(benceno)= 5,12°C kg/molKc(agua)= 1,86°C kg/molM(ácido fórmico)=46,010. Al tratar 1 litro de disolución de yodo en agua conteniendo 0,2637 gr de yodo, con25ml de disulfuro de carbono; pasan al disolvente 0,2405 gr. Hallar el coeficiente dedistribución del yodo entre el disulfuro de carbono y el agua11. ¿Qué volumen de una solución de hidróxido de potasio 0.6380 M neutralizará 430.0ml de ácido sulfúrico 0.4000 M?
  • 53. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF12. ¿Cuántos gramos de Cl2Ca · 6 H2O son necesarios para preparar 500 ml dedisolución 0.45 N? Y ¿Cuál es la Molaridad de esta disolución?.13. 4.75 gramos exactos de BaCl2 · 2 H2O (pfg = 244) se disuelven en agua hasta 250ml. Calcular la concentración formal de BaCl2 · 2 H2O y de Cl- en esta solución.14. Describir la preparación de 2.00 litros de BaCl2 0.108 F a partir de BaCl2 · 2 H2O(pfg = 244).15. Calcular la concentración molar de ion K+ en una disolución que contiene 750 ppmde K4Fe(CN)6 (pfg = 368).16. Las disoluciones que contienen ion MnO4- (pfg = 119) están tan intensamentecoloreadas, que una solución en la que la concentración de MnO4- sea 4.0 · 10-6 F, yatiene un color perceptible para la mayoría de los observadores. Calcular las partes pormillón de MnO4- en dicha solución. Serie de Problemas N°1 Equilibrio químico y efecto del ión comúnObjetivo: Aplicar el concepto de equilibrio químico, los factores que influyen sobre elmismo y efecto del ión común a situaciones problemáticas teóricasMarco teórico:En la mayoría de las reacciones los productos muestran rendencia a reaccionar entre sipara dar nuevamente los reaccionantesDada la reacción; aA+bB cC+dD. Decimos que el sistema llega aelequilibrio, existiendo una relación entre reactivos, productos y coeficientesestequiomètricosSiendo,la constante de equilibrio= Kc o Ke = [C]c [D]d ‫׀‬A‫׀‬a ‫׀‬B‫׀‬b (teniendo en cuenta la ley deacción de masas)Consideramos para el cálculo de Kc que: a) Que la reacción directa (derecha) y contraria( izquierda) presentan la siguiente relación:
  • 54. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF K1 aA bB + cC K1= 1/ K’1 K’1 b) Teniendo en cuenta los coeficientes estequiomètricos de un ecuación química , se tiene que: K1 2H2 (g)+ ½ O2(g) 2H2O(g) K2 2H2 (g)+ ½ O2(g) 2H2O(g) K1 = (K2)1/2 c) La constante de equilibrio en función de las presiones parciales (Kp) de un sistema gaseoso, es igual a aA (g) +bB (g) cC(g) + dD(g)Kp= [PC]c [PD]d como PV=nRT (la relación entre las constantes es ‫ ׀‬PA‫׀‬a ‫׀‬PB‫׀‬bKp = Kc (RT)ΔnΔn= variación de coeficientes estequiomètricos = (c+d) – (a+b). Si Δn=0, entoncesKp = KcEn reacciones heterogéneas con sòlidos, estos no aparecen en la expresión de laconstante. Ej aA (l) +bB (s) cC(s) + dD(l) Kc = [D]d /[A]a(l)= lìquido ; (s)= sòlidoLos factores que afectan el equilibrio, son: a- Concentración: si aumenta la concentración de los reaccionantes, entonces, aumenta la concentración de los productos. El cociente de las concentraciones (Qc) para: aA +bB ↔ cC+ dDQc = [C]c [D]d < Kc. La reacción se desplaza hacia la derecha ‫׀‬A‫׀‬a ‫׀‬B‫׀‬b La igualdad se recupera cuando los reactivos reaccionan y aumenta la concentración de los productos b- La presión: el aumento de la presión, e un sistema en equilibrio, provoca que la reacciòn se desplace hacia la “región” done la suma de los moles gaseosos es menor
  • 55. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF c- El volumen: el aumento del volumen de un sistema en equilibrio hace que el mismo se desplace en sentido del miembro de la ecuación cuya suma de moles sea mayor (inverso a la presión). d- La temperatura: si varia la temperatura en un sistema en equilibrio se alcanza un nuevo equilibrio. Si la entalpia es positiva, el sistema absorbe calor, la reacción se desplaza hacia la derecha y aumenta la el valor de la constante Ecuación de Van’t Hoff= log K1/K2 = ΔHº. (T2 – T1 ) 2,303. 8,31 . T1T2Resuelve:1. Para la ecuación de reacción N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)realizada a 2200 K, la concentración para cada una de las especies es:[N2] = 2,4 .10-2 M; [O2] = 6,31 . 10-2 M; [NO] =1,15 . 10-3 M Calcular Kc para el equilibrio señalado. Calcular también las constantes para losequilibrios 2NO(g) N2(g) + O2(g) ½ N2(g) + ½ O2(g) NO(g)2. En el proceso de obtención del amoníaco, representado por la ecuación ½ N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g)el valor de Kp es 0,0266 atm-1 a 327 ºC y 0,00659 atm-1 a 427 ºC. Calcular el valor deKc a ambas temperaturas.3. La constante Kp para la reacción de síntesis a 673 K representada por N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)tiene el valor de 1,64 . 10-4 cuando las presiones son expresadas en atm. Calcular elvalor de dicha constante cuando la presiones se expresan en mmHg. Calcular así mismola Kc.
  • 56. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF4. Sn O2 (g) + 2 H2(g) Sn(g) + 2H2O(g) Para la reacción dada a 750 ºC la presión total del sistema vale 32,0 mmHg, siendo lapresión parcial del agua 237 mmHg. Calcula la constante Kp para dicha ecuación dereacción.5. El carbonato de amonio NH4CO2NH2, se descompone según la ecuación NH4CO2NH2(g) CO2(g) + 2NH3(g) En un recipiente de 5 litros se introducen 25g de carbonato y se calienta a 308 Khasta que este alcance el equilibrio. Sabiendo que Kp = 1,18 . 10-3 atm a dichatemperatura. Calcular: a) la presión total de los gases, b) la masa de carbonato quequeda en el recipiente. M carbonato = 786. El hierro se puede obtener en el alto horno haciendo uso de la reacción representadapor: FeO(s) + CO(g) CO2(g) + Fe(g)a la temperatura de 1100 K. A dicha temperatura Kp = 0,400. Si a través de FeO sólidopresente en cantidad suficiente, se pasa 5000 moles de gas, conteniendo 20% de CO Y80% de N2. ¿Qué cantidad de hierro metálico se podría obtener?7. Se calentó a 500˚C un litro de HI a presión constante hasta que se estableció elequilibrio de a cuerdo con la ecuación 2 HI H2 + I2 El análisis indica las siguientes concentraciones en la cámara de reacción: (H2) = 0,42mol/L = I2 y (HI) = 3,52 mol/L. Calcúlese el valor de K para la ecuación anterior a500˚C.8. Se introduce un mol de HI en el sistema del ejercicio anterior en equilibrio.Calcúlese la [ ] de H2, I2 Y HI después de que el sistema alcance el equilibrio a 500˚C.9. En un tanque sellado de 5L se colocaron limadura de hierro y agua. El tanque secalentó a 1000˚C. Por medio del análisis se encontró que el contenía 1,10 g de H2 y42,50 g de vapor de agua. En el tanque se produce la reacción 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2Calcúlese la constante de equilibrio de la reacción.
  • 57. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF10. Dado que K = 0,395 A 350˚C para el equilibrio 2NH3 N2 + 3H2Determinar NH3, N2 Y H2 en un recipiente de 5 L en el que se colocaron 15 g de NH3 elque se calentó a 350˚C FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO11.El equilibrio de 2SO3 (g) 2SO2 (g) + O2(g) tiene a 700˚C una constanteKc = 48 . 10-3. Si en un reactor introducimos a 700 C los tres componentes de formaque sus concentraciones sean [SO3] = 0,60 ;[SO2] = 0,15 ; [O2] = 0,025. ¿Qué ocurrirá?12. A 450˚C la constante del equilibrio I2(g) + H2(g) 2 HI(g) vale 54,8. Calcularlas concentraciones de equilibrio de todas las especies si en un recipiente de 10,0L seintroducen 12,69 g de I2; 0,01g de H2; y 25,58 g de HI y se calientan a 425˚C M (I) = 126,9 M (H) = 1,0013. El alcohol etílico y el ácido acético reaccionan de acuerdo con la ecuación S2H5OH + CH3COOH CH3-COO-C2H5 + H2OSi se mezclan un mol de etanol y un mol de ácido acético se alcanza el equilibriocuando se han formado 2/3 mol de acetato de etilo (CH-COO-C2H5) y 2/3 mol de H2O.Calcular a) la constante de equilibrio para la ecuación anterior de reacción; b) lacomposición de equilibrio si se mezclan 1 mol de ester y 1 mol de H2O.14. A 420˚C la constante Kc para la ecuación de reacción 2HgO(g) 2Hg(g) + O2(g)vale 1,07 . 10-7. En un recipiente de 1 litro se introduce HgO sólido en exceso y secalienta a 420 C. Calcular las concentraciones de Hg(g) y de O2(g) en el equilibrio.15.La constante Ke de la reacción 2 NO(g) + O2(g) 2NO2(g) 5a 327 C vale 6,41 . 10 . A 327˚C y 10 atm se introduce en un reactor una mezcla de lasiguiente composición volumétrica: 80% de NO2; 4% de O2 y 16% de NO. Calcular: a)la constante Kp. b) la presión parcial de cada gas en el equilibrio.
  • 58. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF16. Para el equilibrio H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g) la constante Ke = 4,40 a2000 K. Calcular las concentraciones en el equilibrio cuando se introducensimultáneamente en un reactor de 4,68 L. a) 1 mol de H2, 1 mol de CO2 y 2 moles deH2O a dicha temperatura. b) cuando se introducen en el dicho reactor 1 mol de H2, 1mol de CO y 2 moles de H2O.17.A 425˚C la Ke para el equilibrio I2(g) + H2(g) 2HI(g) vale 54,8. Calcularlas concentraciones del equilibrio si en un reactor de 20 L de capacidad es introducen 15moles de yodo, 2 moles de H2 y 25 moles de IH.Influencia de la presión y el volumen18.Sea el equilibrio establecido a 817˚C C(s) + CO2(g) 2 CO(g)La mezcla de gases en el equilibrio contiene un 80% en volumen de CO bajo unapresión de 3,125 atm. Utilizando estos datos calcular a) la constante Kp, b) lacomposición de la mezcla gaseosa bajo una presión de 10 atm.19. Dado el equilibrio CO (g) + Cl2 (g) COCl2(g), las concentraciones son:[CO] = 2 moles/l y [COCl2] = 20 moles/l.Calcular la composición del equilibrio a) cuando se añade 1mol/l de Cl2, b) cuando elvolumen se hace doble, c) cuando el volumen se reduce a la mitad.20.A una temperatura dada y presión de 6,135 atm la reacción C(s) + CO2(g) 2CO(g) se encuentra en equilibrio conteniendo un 30%de CO2. Calcular a) la constante Kp de dicho equilibrio, b) la composición de la mezclagaseosa bajo una presión de 12 atm.21.El equilibrio 2NOBr (g) 2NO (g) + Br 2(g) a 350 C tiene una constanteKp de valor 0,491. Si se introducen en un recipiente de 10 L a dicha temperatura unamezcla de gases cuyas presiones parciales son; P NOBr = 2 atm P NO = 1,50 atm
  • 59. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF P Br = 2,50 atmCalcular a) las presiones parciales de cada gas en el equilibrio, b) las presiones parcialesde cada gas si se comprime la mezcla anterior hasta un volumen de 5 litrosmanteniéndose la temperatura constante.22.La presión de disolución del oxido de mercurio II representada por la ecuación 2HgO (s) 2Hg (g) + O2(g) vale 387 mmHg a 420˚C.Calcular a) la constante Kp de equilibrio, b) la presión parcial del Hg a esta temperaturaen un recipiente cerrado en el que existe una presión inicial de O de 0,800 atm, c) lacantidad de HgO que se disociara en las condiciones del apartado anterior si el reactortiene un volumen de 15 L. M de HgO = 216,6.23.En un recipiente de 5L y a la temperatura de 250˚C se encuentra en equilibrio0,0261 mol de PCl5, 0,100 moles de PCl3 y 0,200 moles de PCl2. Calculara) la constante Ke para la ecuación en equilibrio de PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2(g)b) las presiones parciales de cada gas, c) las concentraciones de cada especie en elequilibrio si el volumen del recipiente se reduce a la mitad, d) la presión total delrecipiente en estas nuevas condiciones.Disociaciones24.En un recipiente de 5 L se introducen 0,284 moles de N2O4 a 50˚C. Al llegar alequilibrio la presión es de 2 atm. Calcular a) el grado de disociación a esa temperaturab) el grado de disociación si el volumen del reactor se redujera a la mitad.25.A 2000˚C y 1 atm de presión el CO2 está disociado en la proporción de 1,8 % deácido con la ecuación de reacción 2CO2(g) 2CO(g) + O2(g)Calcular las constantes Ke y Kp para dicha ecuación de reacción.
  • 60. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF26.A 60˚C y una atm de presión el tetraóxido de dinitrógeno esta disociado un 53%.Calcular a) el porcentaje de disociación a la misma temperatura y 2000 mmHg, b) lapresión a la cual el peróxido estaría disociado en un 67% a la misma temperatura. Efecto de la temperatura27.La constante de equilibrio Kp para la reacción de ecuación H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)Tiene a 300 K el valor de 3,17 . 10 16 y a 600 K el de 2,51 . 10 8. Calcular la entalpíade dicha transformación.28.La presión de disociación del CaCO3 a 1,073 K ES 138 mmHg. Calcular latemperatura a la que la presión de disociación tendrá el valor de 320 mmHg, sabiendoque la entalpía de reacción vale 202,3 KJ. Serie de Problemas N°2 Reacciones àcido-baseObjetivo: Aplicar los conceptos de ácido y base fuerte, débil, sales solubles y cálculo depH para la resolución de situaciones problemáticas teóricas en distintos tipos desistemasMarco teórico:Para la resolución de los problemas se deberá tener en cuenta las correspondientesecuaciones de equilibrio, balance de masa y balance de cargas, surgiendo de esta formalas siguientes ecuaciones: a- En ácidos y bases fuertes (monoprótidos o monobásicas)  [H+]= Ca+ Kw o [H+]2 - Ca[H+] – 10-14= 0 (1) [H+] Para simplificar la ecuación (1),si el àcido es suficientemente concentrado [H+]= Ca(Ca= concentración del ácido, Cb= concentración de la base)  [HO-]= Cb+ Kw (2) [OH-] (2)Ecuación semejante a la obtenida para los ácidos fuerte En ácidos y bases fuertes y suficiente mente concentradas (diprótidos y dibásicas) [H+]= 2Ca para ácidos [OH−]= 2Cb para bases b- Ácidos y bases débiles
  • 61. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF  [H+]= Ca Ka + Kw (3) + Ka+ [H ] [H+]Esta ecuación puede ser utilizada en todos los casos de disolución de un ácido débil enagua, pero puede ser simplificada dependiendo de los valores de Ca y Ka ; por ejemplo siel ácido suministra una concentración de protones depreciable frente a la suministradapor el disolvente, la acidez aportada por el agua es muy inferior a la suministrada porel ácido (este último caso con un ácido totalmente disociado o bien poco disociado).  [HO-]= Cb Kb + Kw (4) - - Kb+ [OH ] [OH ]Como en el caso de ácido débil, la ecuación (4) puede ser simplificada para casosparticulares c-Ácido débil y base débil (mezclas): en ete caso se colocan en solución un ácido débil y su base conjugada, teniendo en cuenta que la especie que está “cargada” contiene un contraión neutro; ej CNH+NaCN o ClNH4+NH3 o H3C-COOH + NaOOC-CH3. En este caso : [H+]= Ka Ca - [H+] + [OH−] (5) Cb+ [H+] - [OH−]Cuando no hay mucha diferencia entre la fuerza del ácido y la de la base y lasconcentraciones no son bajas, la ecuación (5) puede simplificarse d-Ácidos polibàsicos o poliprotonados débiles: si tenemos un ácido polipròtido cuyafórmula, com fines didàcticos, es AH3 [H+]= [OH−] + [AH2−] +2 [AH2-] +3 [A3-] balance de cargas (6)Esta ecuación (6) admite varias simplificaciones, dependiente de diversas situaciones;por ejemplo si el ácido es muy débil y/o muy diluido, la acidez es solamentesuministrado por el solvente (agua), entonces: [H+]= [OH−] . Si la acidez del gua esmuy inferior a la suministrada por el ácido [H+]= [AH2−] ya que solo tieneimportancia la primera disociación, las otras son despreciables con respecto a la primera(pK1< pK2< pK3) e- Sales de ácido débil y base fuerte y de ácido fuerte y base débil: en este caso podemos decir que si las sales solubles provienen de ácido y base fuerte, el pH es de 7. En el caso de sales provenientes de ácido fuerte y base débil, como el cloruro de amonio o nitrato de amonio, al disociarse, el catión amonio es ácido y los aniones cloruro o nitrato son neutro, como consecuencia se aplica las fórmulas utilizadas para ácidos débiles o bien las propuestas por José A. López Cancio (2000) [H+]2=Ka Ca (7) (el ácido es mas fuerte que el agua y se encuentraparcialmente disociado, es la fórmula mas frecuente en la práctica) pH= 1/2 pKa – ½ logCa (8)
  • 62. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF Las sales de ácido débil y base fuerte como el acetato de sodio, cianato de sodio,carbonato de sodio, fosfato de sodio, en la disociación, presentan anionescorrespondientes a especies básicas y el catión sodio : neutro; es por ello, que puedeaplicarse, para el cálculo de pH, las ecuaciones correspondientes a “la base es masfuerte que el agua y se encuentra parcialmente disociada”, (fórmula mas frecuente en lapráctica)Resuelva:Ácidos y bases fuertes1. Calcular el pH de una disolución de ácido clorhídrico 0,02 M2. Calcular el pH de una disolución de ácido sulfhídrico 0,01 M considerándolo como: a) un ácido bibásico fuerteb) un ácido moderadamente fuerte en la segunda protonización. K2 = 1,2 . 10-23. Calcular el pH de una disolución de hidróxido de bario Ba(OH)2 0,3 M.4. Calcular el pH de un ácido fuerte monobásico a la concentración 10 -7 M.Ácidos y bases débiles5. Calcular el pH de una disolución de ácido acético 0,100 M, Ke = 1,80 . 10-5 pKa =4,74.6. Calcular el grado de disociación del ácido acético a las concentraciones 0,010 M;0.0010 M, 0,00010 M. Ka = 1,80 . 10-57. Calcular el pH y la concentración de una disolución de amoniaco en agua si el gradode disociación es del 1% . Kb = 1,80 . 10-5.8. Una solución de piridina presenta un pH de 8,4. Calcular su concentración y el gradode disociación. Kb = 1,50 . 10 -9.P + H2O PH ++ OH-Ácido débil y base débil (mezcla)9. Se tiene una mezcla de ácido acético y acetato de sódio, ambas a uma concentración0,1 M, calcular El pH en el sistema.10. Idem anterior para uma concentración de 10-5M11. Determine el pH para um sistema cloroacètico (Ka= 10-2,9) y cloracetato, ambosa uma concentración de 10-3 MÁcidos polibàsicos o poliprotonados débiles12. Calcular las concentraciones de [H+]; [HCO-3]; [HO3-2 ] en una disolución 0,010M de ácido carbónico. K1 = 4,2 . 10-7; K2= 4,8 . 10-1113. Calcular la concentración de iones sulfuro en una disolución que es 0,025 M enH2S y 0,010 M en HCl.Datos: las constantes para el ácido sulfúrico son: K1 = 1,0 . 10-7; K2 = 1,0 . 10-1314. Calcular el Ph de una disolución de H3PO4 0,020 M.K1 = 7,5 . 10-3 y K2 = 6,2 . 10-8
  • 63. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF15. El ácido cítrico es un ácido tribasico H3C6H5O7. Datos pK1 = 2,13; Pk2 = 4,77 ypK3 = 6,40. Calcular las concentraciones de protones y de los aniones monobásicos,bibásicos y tribasicos en una disolución de ácido cítrico 0,010 M. Sales de ácido débil y base fuerte y de ácido fuerte y base débil.16. Calcular el pH y el grado de disociación de una disolución de acetato de sodioNaAc 0,010 M, sabiendo que la constante de ionizacion del ácido acético es Ke = 1,8.10-5.17. Calcular la concentración de una disolución de acetato de sodio cuyo pH= 8,97. Ke =1,8 . 10-518. Hallar la concentración de iones hidroxilo en una disolución acuosa de clorurode amonio NH4Cl 0,010 M. Kb(NH3) = 1,80 . 10-5 y Ke(NH4+) = 5,50 . 10-10.19. Calcular el pH de una disolución de carbonato de sodio Na2CO3 0,10 M.K2(H2CO3) = 4,8 . 10-11.20. Calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución de acetato de amonio0,010 M. Ke(HAc) = 1,8 . 10-5; Kb(NH3) = 1,8 . 10-5; Ke(NH4+) = 5,56 . 10-10 Serie de Problemas N°3 Reacciones de precipitaciónObjetivo: Aplicar los conceptos de solubilidad y constante del producto de solubilidadpara la resolución de situaciones problemáticas teóricasMarco teórico:En el proceso de precipitación el equilibrio está caracterizado por la constancia delproducto de actividades, a una temperatura fija.la constante Ks es denominada“Producto de solubilidad” o Ksp. A valores de solubilidad pequeñas, la disoluciónsaturada es muy diluida, entonces las solubilidades pueden ser igualadas a lasconcentraciones:AmBn mA− +nB+Ks= ‫ ׀‬A− ‫׀‬m ‫ ׀‬B+ ‫׀‬n y como los factores de actividad son aprox. igual a 1Ks= [ A− ]m [ B+ ]n (1)El Ks y la solubilidad (S) son dos magnitudes que miden la intensidad del proceso dedisolución. Dado el precipitado AmBn ,la expresión que relaciona S y Ks , en ausencia decualquier otro electrolito y no existiendo reacciones parasitarias es:AmBn mA− + nB+S mS nS
  • 64. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFKs= [ A− ]m [ B+ ]n = [ mS]m [ nS ]n = mm nn S(m+n) (2)Por lo expresado, las condiciones de precipitación y de disolución son:  Ks < [ A− ] [ B+ ] (producto iónico) precipitación  Ks = [ A− ] [ B+ ] equilibrio-saturación  Ks > [ A− ] [ B+ ] disoluciónResuelve:1. La solubilidad del cloruro de plata en agua es de 1,92 . 10-4 g por 100 ml. Calcular elproducto de solubilidad del cloruro de plata M AgCl = 143,3.2. Calcular la constante del producto de solubilidad del cloruro de plomo II, sabiendoque su solubilidad es 4,422 g/l.M PbCl2 = 278,1.3. Calcular la constante del producto de solubilidad de dióxido de cobre (II) si susolubilidad es de 3,42 . 10-7 mol/l.4. La solubilidad del oxalato de plata es de 6,26 .10-2 g/l. Calcular su producto desolubilidad M [Ag2C2O4] = 303,8.5. A 25˚C la Kps del sulfato de bario vale 1,3 . 10-10. Calcular la solubilidad de dichasal expresada en g/ml M BaSO4 = 233,3.6. Sabiendo que la Kps del cromato de plata vale 1,1 . 10-12 a 25˚C. Calcular la cantidadmáxima de dicha sal que se podría disolver en 250 ml de agua a dicha temperatura. MAg2CrO4 = 331,7.7. Una solución de AgCl en equilibrio con el sólido contiene 1,3 . 10 -5 mol del ion Ag+por litro y 1,3 . 10-5 mol del ion Cl- por litro. Calculese el Kps para el AgCl.8. ¿Cuál es el valor de Kb para el acetato de sodio a 25˚C? Constantes de hidrólisis9. ¿Cuál es el valor de Kb para el cloruro de amonio a 25˚C?10. Calcúlese el pH de NaHCO3 0,1 M en solución acuosa a 25˚C. Para el H2CO3 a25˚C K1= 4,5 . 10-7 y K2 = 6 .10-4.11. La Kps del Ag es 2 . 10-10. Calcular los gramos de ClNa que se precisa añadir a100 ml de una disolución 0,010 M de AgNa para que se inicie la precipitación. M ClNa= 58,5.12. Si a 500 ml de una disolución de nitrato de plomo II 0,01 M se añaden 0,5 molesdel ClK ¿Cuáles serán las concentraciones finales de Pb II y cloruro?13. Kps(PbCl2) = 1,6 . 10-514. Se mezclan 200 ml de una disolución de nitrato de bario 0,100 M con 100 ml defluoruro de potasio 0,4 M. ¿Cuáles serán las concentraciones de iones Ba+2 y Cl- en lasuspensión final? Kps(BaF2) = 1 .10-6.15. Si a 0,5 L de disolución 0,010 M de NO3Ag se añaden 0,080 moles de ácidoacético ¿precipitaría el acetato de plata? Kps(AgAc) = 2,30 . 10-13. M(HAc) = 1,8 . 10-5.16. A 45 ml de nitrato de plomo (II) 0,10 M se añaden 15 ml de fosfato de sodio0,50 M. Calcular las concentraciones de iones plomo II y fosfato PO4-3 que quedaran endisolución sabiendo que al producto de solubilidad del fosfato de plomo II es 7 . 10-43.17. Las caries en los seres humanos se pueden evitar bebiendo un agua que contenga1 mg/l de F. Se quiere saber a) que concentraciones de iones de Ca+2 expresado en mg/lpuede tener un agua para que pueda fluorarse sin que aparezca precipitado de CaF2?
  • 65. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFb) que cantidad de KI será necesario para fluorar diariamente el agua de una poblaciónde 200000 habitantes sabiendo que cada uno de ellos consume 1,8 l por día?Datos: Kps(CaF2) = 4,9 . 10-11; M(F) = 19; M(KI) = 58,1; M(Ca) = 40,1.18. ¿Se producirá la precipitación de FeS en una disolución 1,2 . 10-5 M en nitrato dehierro II y 0,10 M en ácido sulfhídrico? ¿y si la concentración de nitrato fuese 10-2 M?¿Cuál seria la concentración de hierro II en ambos casos?Kps(FeS) = 6 . 10-18; K2(H2S) = 1,1 .10-13 Serie de Problemas N°4 Precipitación fraccionada y efecto del ión comúnObjetivo: Aplicar los conceptos de precipitación fraccionada y efecto del ión comúnpara la resolución de situaciones problemáticas teóricasMarco teórico:Cuando en una disolución existen varios iones capaces de precipitar con un reactivocomún, es posible precipitar gradualmente estos iones en determinadas condiciones,hasta llegar un punto e que la precipitación puede ser simultanea, produciéndose unequilibrio iónico entre ellos; comenzando a precipitar primero el que necesito menorconcentración del precipitante para alcanzar el valor del KsCando ha comenzado a precipitar varios iones con un precipitante común se puededeterminar la relación en que se encuentran estos iones en disolución. Su relacióndepende del sus productos de solubilidad Efecto del ión comúnA B ↔ A++ B− Pc (producto de las concentraciones) =Ks = S S= S2(S=solubilidad)Si aumenta la concentración de B- por efecto del ión común deberá disminuir laconcentración de A+, para mantener el Kps o Ks (constante del producto desolubilidad)Precipitación fraccionada1- Se tiene una disolución que es 10-4M en iones Fe+2 e iones Zinc+2. Si se satura conácido sulfhídrico, se quiere saber; a) Cual es el pH al que comienza la precipitación delZnS ? b) Cual al que se inicia la precipitación del FeS?Datos: K(H2S) = 1 .10-20, Kps (ZnS) = 4,5 . 10-24, Kps(FeS) = 6 . 10-18.
  • 66. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF2- Una disolución es 0,01M en iones cromato a iones cloruro. Si se añade a la mismadisolución de AgNO3, se quiere saber: a) ¿Qué sal precipita primero?, b) ¿Cuál es elvalor de la concentración del anion que precipita en primer lugar cuando se inicia laprecipitación del segundo?,Kps(Ag2CrO4) = 1,1 . 10-12; Kps (AgCl) = 1,8 . 10-10.3- En una disolución en la que existe un precipitado de AgCl se añade NH3 0,20Mteniendo lugar una reacción que representamos por: AgCl(g) + 2NH3 Ag(NH3)2+ + Cl-Deducir la concentraciones de: Ag+, NH3, Cl-, Ag(NH3)2+Kps(AgCl) = 1,8 . 10-10; Kd Ag(NH3)2+ = 6,3 . 10-84- Calcular la solubilidad del AgSCN en amoniaco 0,20M y compararla con lasolubilidad en agua. Datos: Kps(AgCN) = 1,1 . 10-12; Kd Ag (NH3)+2 = 6,3 . 10-85- ¿Cuántos gramos de bromuro de plata se disolverán en 2 litros de amoniaco 0,25M?Kps(AgBr) = 5,2 . 10-13, Kd Ag(NH3)2 = 6,3 , 10-8, M(AgBr) = 187,86- Calcular la concentración de amoniaco necesaria para evitar la precipitación decromato de plata en una disolución que es 0,01M en cromato y 0,05M en iones plata.Kps(Ag2CrO4) = 1,1 . 10-12, Kd Ag(NH3)+2 = 6,3 . 10-87- teniendo en cuenta la gráfica de la siguiente curva, realice la interpretación de lamismaEfecto del ión común 1. La solubilidad del BrAg es 6 . 10-7 a 18 C ¿Qué peso de BrAg precipitará cuando se añadan 0,119 g de BrK a 1 l de una disolución saturada de BrAg a 18˚C? 2. M(AgBr) = 187,8, M(KBr) = 117,8 3. El producto de solubilidad de Ag es 2 . 10-10. Calcular la solubilidad de esta sal expresada en g/l en a) agua pura, b) ácido clorhídrico 0,10 M. M(AgCl) = 143,5. 4. Una disolución de yeso (sulfato de calcio) a la temperatura de 18˚C es 0,015 M ¿Cuántos gramos de calcio pueden disolverse a la misma temperatura en 1 L de sulfato de potasio 0,10 M? M(CaSO4) = 136 5. Una disolución esta saturada de Cl2Pb en CaCl2 0,0010 M. Calcular la concentración de iones cromato que se debe añadir a la misma para que se inicie la precipitación de (CrO4)Pb? 6. Kps(Cl2Pb) = 1,6 . 10-5; Kps(PbCrO4) = 1,1 . 10-12
  • 67. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF Serie de Problemas N°5 Equilibrios redoxObjetivo: Aplicar conceptos de equilibrio redox, a situaciones problemáticas teóricasMarco teórico:Oxidación es un proceso en el cual una especie química pierde electrones, aumentandoel nº de oxidaciónReducción es un proceso en el cual especie química gana electrones, disminuyendo el nºde oxidación.Para que una sustancia se oxide (pierda electrones) es necesario que se halle en contactocon otra que se reduzca (gane electrones), es decir, que la oxidación y la reduccióndeben ocurrir simultáneamente y el número total de electrones cedido debe ser igual alganado.Ej: si en una solución acuosa de CuSO4 se introduce un trozo de Fe, éste se recubre deun de cobre metálico y la solución de CuSO4 se va decolorando gradualmente.El Fe pasa de hierro metálico a ión hierro (II), proceso en el cual cada átomo de Fe cededos electrones: Fe → Fe2+ + 2 e-. El Fe, que es la sustancia que cede electrones, es la sustancia que se oxida y es elagente reductor.El ion cobre se separa de la solución como cobre metálico, proceso en el cual cada ioncobre gana dos electrones: Cu2+ + 2 e- → Cu°. El Cu2+ es la especie química queacepta electrones, por lo tanto se reduce y es el agente oxidante. Sumando ambasecuaciones:Fe° + Cu2+ → Fe2+ + Cu°tenemos la reacción de reducción – oxidación o redox.Método del ión-electrón, para ajustar las ecuaciones redox: -Se determinan las especies químicas que interviene en el proceso (reactivos y productos) -Se escriben las semirreacciones de oxidación y reducción -Se ajustan masas y cargas para cada semirreacción -Se ajustan las dos semirreacciones de tal forma que los electrones ganados por una sean exactamente los mismos que la cedida por la otra, originando la llamada ecuación iónica (EI)
  • 68. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF -Determinar, en base a la ecuación iónica, la ecuación molecular (EM), teniendo en cuenta que en algunos casos deberá sumarse la misma cantidad de determinados tipos de especies iónicas a ambos miembros de la ecuación.Una ecuación redox balanceda proporciona la datos estedquiométricos de masa, moles yvolumen ( en especies gaseosas), permitiendo cálculos de reactivos o productos.Resolver:1. Las siguientes ecuaciones redox sin ajustar representan reacciones que tienen lugaren soluciones ácidas. Conviértalas en ecuaciones iónicas balanceadas incorporando aguae iones hidrógeno, según el caso: a- Cr2O7= + NO2- Cr3+ + NO3- b- S2O3= + I3- Cr3+ + NO3- c- AlCl3 + Na2S2O3 Al (OH)3 (s) + S + SO22. Complete y balance las siguientes reacciones en una solución acuosa básica: a- Al + NO3 - Al (OH)4- + NH3 b- ClO- + Fe(OH)3 (s) Cl - + FeO4 2- c- N2H4 + Cu (OH)2 (s) N2 (g) + Cu3. Calcule el peso equivalente de las siguientes sustancias reductoras a) FeSO4.7H2O (Resp:278) b) H2C2O4.2H2O (ácido oxálico) (Resp:94,80) c) KHC2O4.H2O (bioxalato de potasio) (Resp:63,03) d) KHC2O4. H2C2O4.2H2O (ácido oxálico) (Resp:73,07) e) H2S (oxidado a S) (Resp: 17,04) f) H2S (oxidado a H2SO4). (Resp: 4,260)4. Cuando el ácido nítrico concentrado ataca al cobre metálico se obtiene NO2 comouno de los productos de reacción. Ajustar la ecuación iónica y molecular de dichoproceso.5. Cuando el ácido nítrico diluido ataca al cobre metálico se obtiene NO como uno delos productos de reacción. Ajustar las ecuaciones iónicas y moleculares de dichoproceso.
  • 69. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF6. En medio ácido las sales de estaño (II) son oxidadas a sales de estaño (IV) por mediode los iones permanganato que son reducidos a Mn II. Ajustar la ecuación de reacciónen forma iónica.7. El sulfuro de cobre II es oxidado a azufre sólido por medio del ácido nítrico diluidoque se reduce a NO. Ajustar las ecuaciones iónica y molecular de dicho proceso.8. Ajustar en forma iónica y molecular la ecuación de oxidación del sulfuro de cobre I acobre II y SO2 mediante ácidos nítricos, sabiendo que este ultimo se reduce a NO.9. El tiosulfato de sodio, Na2S2O3, reduce al yodo a yoduro oxidándose él a tetrationatode sodio Na2S4O6. Ajustar la ecuación de reacción en formas iónica y molecular.10. El estaño metálico es oxidado por el ácido nítrico a oxido de estaño (IV) , SnO2,reduciéndose el a NO2. Ajustar la ecuación de reacción en formas iónica y molecular.11. El ácido sulfúrico oxida el yoduro de sodio, Na (I), a yodo, reduciéndose a suvez a sulfuro de hidrogeno H2S. Ajustar la ecuación12. El ion bicromato Cr2O72-, en medio ácido, oxida los iones nítrico, NO2- a nitrato,en tanto que se reduce a cromo (III). Ajustar la ecuación iónica correspondiente.13. El sulfuro de hidrogeno es oxidado a azufre elemental por el permanganato depotasio en medio ácido. Ajustar la ecuación de reacción en formas iónica y molecular enel caso de usarse ácido clorhídrico.14. 10 gramos de bromuro sodico se tratan con ácido nítrico concentrado, densidad1,39 g/l y riqueza del 70% y caliente hasta reacción completa. Calcular: a) El volumendel ácido necesario para completar la reacción, b) La masa del bromo obtenido, c) Elvolumen de NO2 medido a una atm y 25C.M(NaBr) = 102,9. M(HNO3) = 63.15. Una disolución de permanganato de potasio se prepara disolviendo 3,16 g. de lasal en agua y llevando la disolución a un litro. Calcular: a) El volumen de dichadisolución que será necesario para neutralizar 12 ml de peroxido de hidrogeno de 5,60
  • 70. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFvolúmenes, b) La masa de bromuro de sodio que se podría oxidar a bromo con los 12 mlde peroxido de hidrogeno.M(KMnO4) = 158 M(NaBr) = 102,9.16. Una disolución de ácido nítrico contiene 2,70 g/l . Calcular el volumen de lamisma que se precisa para oxidar 0,35 g de zinc metálico.M(HNO3) = 63 M(Zn) = 65,4 Serie de Problemas N°6 Células GalvánicasObjetivo:  Aplicar los conceptos relacionados a células galvánicas (pH, potencial de electrodo normal, constante de equilibrio), en situaciones problemáticas teóricas  Predecir el sentido de una reacciónMarco teórico:El equilibrio redox puede ser estudiado midiendo los potenciales de las celdaselectroquímicas en las que se producen las semirreacciones. Las celdas electroquímicaspueden ser galvánicas o voltaicas (almacenan energía eléctrica) y electrolíticas (requierede una fuente de energía)Los componentes de una celda galvánica que corresponde a la celda de Daniell, son: Zn| Zn+2(1 M) || Cu+2(1 M) | CuÁnodo (+) Cátodo (-)Oxidación ReducciónPierde e- Gana e-Reductor OxidanteLa línea vertical sencilla representa la interfase entre el electrodo y su solución y lalínea verticaldoble representa el puente salino. El ánodo se escribe a la izquierda y elcátodo a la derecha.Reacciones de las semiceldas:Zn Zn+2 + 2 e-
  • 71. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFCu+2 + 2e- CuEn una celda, el ánodo es por definición, el electrodo donde se lleva a cabo laoxidación, y el cátodo es el electrodo donde se lleva a cabo la reducción.La reacción global de la celda es igual a la suma de las 2 reacciones de semi-celda y lafem de la celda es igual a la suma de los potenciales eléctricos en cada electrodo asípara la celda de Daniell.Ánodo Zn – 2e- Zn2+ EZnCátodo Cu2+ + 2e- Cu ECu--------------------------------------------------------------------------------- Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu Ecelda = EZn + ECuConociendo uno de los potenciales de electrodo se puede conocer el otro por sustracciEs imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero arbitrariamente se le ha dadoel valor de cero al electrodo de hidrógeno, que se toma como referencia. El hidrógenogaseoso se burbujea en una disolución de ácido clorhídrico con un electrodo de platinoque proporciona la superficie para que el hidrógeno se disocie y además sirve comoconductor eléctrico.Para la reducción 2H+ + 2e- H2 (1 atm) E0 = 0 VoltsE0 se conoce como potencial estándar de reducción cuando la concentración de lasolución es 1M y todos los gases están a 1 atm de presión. A este electrodo dehidrógeno se llama electrodo estándar de hidrógeno EEH.Este electrodo se puede utilizar para medir los potenciales de otros electrodos.Por ejemplo, para medir el potencial de electrodo del Zn se mide el potencial de la celdaZn (s) | Zn2+ (1M) || H+ (1M), H2 (1 atm) | PtQue da:
  • 72. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFE0 = E0 Zn + E0 H+ celda0.76 V = E0 Zn + 0por lo tanto: E0 Zn / Zn2+ = 0.76 V y para la oxidación de Zn, el potencial de electrodode reducción será el mismo pero con signo cambiadoE0 Zn2+ / Zn = -0.76 vSi las condiciones de un electrodo no son estándar en lo que respecta a concentraciones,su potencial se calcula aplicando la ecuación de NernstForma oxidada + n e- Forma reducidaE = E0 – 0,056 log [Red] n [Oxid]En el cálculo de la fem de una pila galvánicas se pueden dar los siguientes casos: Cálculo de la fem estandar : -se escribe una semireacción como una oxidación y la otra como una reducción. La suma debe ser positiva, en caso que resulta negativa ello indica que la reacción que se produce es en el sentido contrario - se suman las dos semireacciones de forma que no queden electrones libres; lo mismo se hace con los potenciales. La fem así obtenida es la fem estandar de la célula  Cálculo de la fem a concentraciones distintas de las estándar : se aplica las ecuación de Nernst para cada electrodoResolver:1- Calcular el pH de una disolución en la que se haya sumergido un electrodo dehidrogeno a la presión de 1atm, sabiendo que si se forma con dicho electrodo y elestándar de Cu (II)/Cu una pila su fem a 298,2 K es 0,8138 v.Datos: ∆E˚ Cu(II)/Cu = 0,34v2- Calcular el potencial del electrodo normal del par Cu(II)/Cu sabiendo que, el del parCu(II)/Cu(I) es 0,158v y el del par Cu(I)/Cu es 0,522v.
  • 73. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaF3- Calcular la fem de la pila Hg2+ + Hg Hg2+2 y así mismo la constante deequilibrio de reacción.Datos: ∆E˚ Hg(II)/Hg(I) = 0,92v ∆E˚ Hg(I)/Hg = 0,788v4- Calcular la fem de la pila Fe3+ + I- Fe2+ + ½ I2 en condiciones estandarconociendo los potenciales normales:∆E˚ Fe(III)/ Fe(II) = 0,77v∆E˚ I2/ I- = 0,535 v5- Calcular la fem de la pila Zn/Zn+2 0,01M // Cu2+ 0,1M /Cusabiendo que ∆E Zn(II)/Zn = 0,77v y ∆E Cu(II)/Cu = 0,34v6- Calcular la fem de la pila formada por los pares: MnO4- / Mn+2 ∆E = 1,49v Cl2 / Cl- ∆E = 1,36 vA 25˚C siendo la presión del gas cloro 1 atm la H+ = 1N y el resto de lasconcentraciones = 1 M.7- Calcular a 25˚C la fem de la siguiente pila de concentraciónAg/AgNO3 (0,1 M) // AgNO3 (0,01M) / Ag8- Calcular el potencial de la célula electroquímica Fe/ Fe2+ (0,1M) // Cd2+ (0,001M) /Cd a 25˚C sabiendo que ∆E = 0,037v9- Para determinar la constante del producto de solubilidad del ClAg se mide la fem dela pila Ag / AgNO3 (0,01M) // NH4NO3 (sat) / KCl (0,01M) + AgCl (s) / Ag que resultaser de ∆E = 0,344v. Determinar dicha constante.10- Calcular la constante de disociación del ácido HX si la célula que sigue desarrollaun potencial de +0,832vP+/ H2 1 atm; HX (0,02M); NaX (0,06M) // ECS
  • 74. Química Analítica I. Profesorado en Química. FH-UNaFDatos: ∆E (ECS) = +0,244vNota: ECS es el electrodo de calomelanos saturados.11- A 25˚C la célula Cd/Cd(CN)2-4 (0,08M); CN (0,1M) / ECStiene un potencial de ∆E = 1,115v. Calcular la constante de formación del complejoCd(CN)2-4Datos: ∆E (ECS) = -0,244v; ∆E Cd(II) / Cd = -0,403vSentido de las reacciones1- ¿Qué ocurriría al agregar un trozo de cobre metálico a ácido clorhídrico 1M? ¿Quéocurriría si añadiésemos níquel metálico al ácido?Datos: ∆E [Cu(II)/Cu] = 0,34v; ∆E [Ni(II)/Ni] = 0,25v2- ¿Qué ocurrirá al añadir un trozo de manganeso a una disolución de Pb(NO3)2 1M?En caso de disolverse el manganeso ¿que concentración de Pb2+ quedara en disolución?∆E [Mn II / Mn] = -1,18v; ∆E [Pb (II)/ Pb] = 0,12v3- Para la reacción Fe + Zn+2 Fe2+ + Zn∆E = -0,32v ¿Cuál será la concentración de equilibrio del ion Fe2+ que se alcanzacuando se coloca un trozo dentro de una disolución de Zn2+ 1M?4- Si se agrega un exceso de aluminio metálico a una disolución de 0,30 M de ionesCu2+ ¿Cuál será la [Cu2+]en el equilibrio?5-BIBLIOGRAFIA