Volumetría. Ejercicios

Peso equivalente. Normalidad

Las definiciones de "peso equivalente" y de "normalidad" son esencialmente las mismas para todos los casos del análisis volumétrico; sin embargo, es más fácil comprender sus aplicaciones tratándose de reacciones en las que los elementos no cambian de valencia, como son las reacciones por sustitución, cuyo ejemplo más sencillo lo encontramos en las reacciones de neutralización; tratándose de proceso de oxidación – reducción, la comprensión del sistema de calcular es menos fácil para el principiante, debido a los cambios que sufren los iones.

En una reacción volumétrica de neutralización la reacción fundamental es:

Ella indica que el peso equivalente del hidrogeno (1.008g) reacciona cuantitativamente neutralizando el peso equivalente de un hidroxilo (17.008), para dar lugar a la formación de una molécula de agua. En esta reacción el ión hidrogeno representa a un ácido monobásico y el ión hidroxilo a una base monovalente, pudiéndose escribir entonces:

Es decir, que el peso molecular del ácido clorhídrico (36.46), o sea su peso equivalente, reacciona exactamente con el peso molecular del hidróxido de sodio (40.00), que también es su peso equivalente. Si se tiene una solución de de ácido clorhídrico que contenga, por litro, 36.46g del ácido, esa solución de acuerdo con la definición es una solución normal, por otra parte, una solución de hidróxido de sodio con 40.00g por litro es también una solución normal; ambas son equivalentes entre sí, puesto que las cantidades de de ácido y de hidróxido son capaces de reaccionar cuantitativamente, es decir, de neutralizarse; por lo tanto si se mezcla entre sí, un litro de la solución normal del ácido con un litro de la solución normal de la base, se obtendrán dos litros de solución neutra (suponiendo que al mezclar no hay variación de volumen). Volúmenes iguales de dos o más soluciones de la misma normalidad, son equivalentes entre sí, o bien, que soluciones de la misma normalidad se equivalen volumen a volumen.

Titulación de las soluciones

En la determinación de la normalidad o titulacion de las soluciones, los casos más comunes son los siguientes:

• a) Un peso conocido de una sustancia Q.P. se hace reaccionar con la solución en cuestión, y se relaciona el peso de aquella con el volumen empleado de ésta.

• b) Un volumen de la solución que se titula se hace reaccionar cuantitativamente con el volumen correspondiente de una solución de titulo conocido.

• c) Se valora gravimetricamente la sustancia contenida en la solución cuyo titulo se desea conocer, y se relaciona con la normalidad.

Ejemplos:

• 1) Con carbonato de sodio puro y seco se determina la normalidad de una solución de ácido clorhidrico, obteniéndose los siguientes datos:

Peso de carbonato de sodio empleado……………………………..0.2343g

Volumen de la solución ácida requerida

Para neutralizar el carbonato…………………………………………39ml

El peso equivalente del carbonato de sodio es la mitad de su peso molecular,

Puesto que el ácido carbónico tiene dos átomos de hidrogeno substituidos por dos átomos de sodio, es decir, se trata de un ácido dibasico. El miliequivalentes del carbonato de sodio es 0.053g ósea la cantidad correspondiente a 1ml de solución normal. Entonces si 0.053g equivalen a 1ml, la cantidad de Na2CO3 pesada para la titulacion, en nuestro ejemplo 0.2343g equivaldrán a equis mililitros normales. Estos a su vez corresponden a los 39 ml de la solución ácida de normalidad NX luego tenemos:

Que es la normalidad y se expresa por 0.01133 N

El cálculo de la normalidad en casos similares se hará según la siguiente formula general:

• 2) Para titular una solución de ácido sulfúrico se empleo carbonato de calcio puro y seco, obteniéndose los datos siguientes:

Peso de la muestra de carbonato………………………….0.5000g

Volumen del ácido empleado……………………………….32ml

Teniendo en cuenta que el peso equivalente del carbonato de calcio es:

NORMALIDAD DE UNA SOLUCION OBTENIDA POR MEZCLA DE DOS O MAS SOLUCIONES.

1er ejemplo: mezcla de dos soluciones de diferente normalidad, pero de la misma sustancia.

Se mezclan 800 ml de solución de NaOH, con 200 ml de solución también de NaOH, 0.9229 N; ¿Cuál es la normalidad de la solución resultante?

Se convierten los 800 ml en normales, multiplicándolos por su normalidad, y lo mismo se hace con los 200 ml:

800 0.2530 = 202.40 ml normales

200 0.9220 = 184.40

Como cada ml normal corresponde a un miliequivalente, el total de éstos será:

202.40 + 184.40 = 386.80 m.e.

Contenidos en 800 + 200 = 1000 ml de la solución. Como la normalidad es igual al número de miliequivalentes por ml, tenemos:

Dilución con agua, de una solución de normalidad conocida, para llevar a otra normalidad deseada

En algunos casos se desea obtener, por dilución de una solución concentrada, otra solución de determinada normalidad, bien sea para que esta quede expresada en números redondos, o bien para que la concentración tenga determinado titulo, expresado en términos de un compuesto o elemento.

1er ejemplo: se desea diluir un volumen de 700 ml de una solución de 0.1208 N para obtener una solución exactamente decinormal ¿Qué volumen de agua es necesario añadir a aquél?

Teniendo en cuenta que toda solución normal contiene un miliequivalente por mililitro (cualquiera que sea la sustancia disuelta), los 700 ml contendrán 700 0.1208 = 84.56 m.e. si esta solución se diluye, el numero total de miliequivalentes no se modificará, y sólo variara la relación con respecto al volumen. Para obtener la solución 0.1 N deseada, bastara con buscar el volumen total que, conteniendo 84.56 m.e., a cada mililitro le corresponderá 0.1 de m.e.

Preparación de una solución de determinada normalidad, mezclando dos soluciones

El numero de miliequivalentes contenidos en el volumen de la solución que se desea obtener, debe ser igual a los miliequivalentes de las dos soluciones que se mezclan: el calculo del volumen de cada una de ellas se efectúa algebraicamente en la forma siguiente; designando por:

A = normalidad de la solución concentrada.

B = normalidad de la solución diluida.

C = normalidad de la solución deseada.

X = volumen de la solución A.

Y = volumen de la solución B.

M = volumen deseado de la mezcla.

Tenemos:

Ejemplo: se tienen dos soluciones de la misma sustancia: una es 0.1224 N y la otra 0.0826 N. se desea obtener un litro de solución 0.1 N exacta. Se pregunta: ¿Qué volúmenes deberán mezclarse de cada una de las soluciones?

Aplicando la formula:

562.81 y 437.19 son los volúmenes que es necesario mezclar de la solución más diluida y de la más concentrada, respectivamente para obtener un litro de solución exactamente 0.1 N.

Determinación del porciento de un compuesto en una sustancia dada

El porciento de pureza de una sustancia puede ser determinado volumetricamente, si se conocen la normalidad y el volumen de la solución empleada en la titilación y el peso de la muestra analizada.

FORMULA:

m.e. = miliequivalente de la sustancia que se determina.

Ml = volumen empleado en la titulación.

N = normalidad de la solución usada.

P = peso de la muestra en gramos.

Ejemplo: para determinar el porciento de NaOH en una muestra, con solución aproximadamente normal de ácido clorhídrico, se pesan 0.8250g del producto, los cuales requieren 18 ml de la solución de ácido, que es 1.0335 N.

Titulaciones en las que cada mililitro de la solución empleada tiene una relación sencilla con el porciento de la substancia que se valora

En otros casos es vez de preparar una solución empírica, es preferible usar las soluciones del sistema normal, fijando únicamente el peso de las muestras que se analizan.

Estos cálculos se basan en la formula general para obtener el prociento.

Ejemplo:

Transformación del título de una solución en la normalidad respectiva y viceversa

A menudo es conveniente transformar una normalidad en titulo respectivo, referido a un elemento o compuesto, o hacer la transformación de titulo a normalidad.

Este calculo se hace comprensible si se tiene en cuenta que el titulo de una solución normales igual al miliequivalente del soluto, tomando como ejemplo una solución normal de NaOH, el titulo de ella es 0.010g de hidróxido de sodio, el igual se puede expresar en cualquier otro compuesto, tomando las cantidades equivalentes.

Si se trata de una solución en 0.5 N (medio normal), su titulo en términos de NaOH es 0.010 0.05 = 0.020g y en términos de H2SO4 es 0.19 0.5 =0.245g.

Para convertir normalidad de una solución a titulo a términos de una sustancia dada, se multiplica la normalidad por el miliequivalente de dicha sustancia.

Ejemplo: ¿Cuál será el titulo de una solución de 0.1056 N expresada en términos de Ag? el peso equivalente de la plata es igual a su peso atómico, ose a 107.88; su miliequivalente es 0.10788 por lo tanto el titulo de la solución 0.1056 N expresada en términos de Ag es.

0.1056 0.10788 = 0.01139g de Ag.

Inversamente, para transformar el titulo de una solución en la normalidad respectiva, basta en dividir el titulo entre el mili equivalente de la sustancia en la que se expresa el titulo.

MOL – Molaridad

En el año 1961 se tomaron acuerdos internacionales entre las principales sociedades de química y física respecto a la unidad de masa de los elementos, estos acuerdos especifican que para la mencionada se tomo como base el carbono, su formula C12 que tiene un valor de la doceava parte de base de carbono C12 esta unidad es de gran interés en la química y sobre todo en la física moderna, ya que masa y peso no son sinónimos. En el análisis químico cuantitativo, al tratar de la balanza analítica explicamos las razones por las cuales podemos tomar el peso de un cuerpo como igual a su masa. Pero en la física si es necesario diferenciar un concepto del otro con toda precisión. En nuestros cálculos en química analítica los hemos ejecutado tomando como base los pesos atómicos y los pesos moleculares de las sustancias. Sin embargo no nos hemos ocupado de esas cantidades químicas, en los átomos, o las moléculas.

La conmovida expresión del numero de abagadro, nos define la cantidad de átomos contenidos en el peso atómico de los elementos, expresado en gramos, así 12 g exactamente de C12 , contiene el numero de abogadroen átomos de carbono, ósea 6.022 x 10

Este sirvió de base para la unidad buscada la que se designa con el nombre de MOL, aunque no es de uso muy común el análisis cuantitativo. Un mol es el peso gramo molecular de una sustancia, es el peso molecular expresada en gramos. La definición únicamente se refiere a la suma de los pesos atómicos de los elementos contenidos.

Métodos de análisis volumétrico

PRINCIPIOS GENERALES

Un método de análisis volumétrico se basa en una reacción química como: aA+ tT= producto

En donde a representa las moléculas analítica de A, que reacciona con t moléculas de reactivoT.El reactivo T se adiciona con una buena bureta, en forma creciente como una solución de concentración conocida.

A esta solución se le conoce como estándar, su concentración se determina mediante un proceso llamado estandarización. La adicción del titulante es continua hasta que se ha añadido una cantidad de titulante.

Este cambio de color puede o no ocurrir en el punto de equivalencia exacto.Al momento que el indicador cambia de color se le denomina punto final.

Uno de loa aspectos importantes en el análisis volumétrico es seleccionar el indicador que haga coincidir estos dos puntos.

En término titulacion se refiere al proceso en el cual se mide la cantidad de volumen requerido para alcanzar el punto de equivalencia.

Reacciones que se utilizan en las titulaciones

1.- REACCIONES ACIDO – BASE: Existen un gran número de ácidos y bases que se pueden determinar mediante la volumétrica. Si HA representa el acido que va a ser determinado y BOH la base de las reacciones son:

Los titulantes son por lo general soluciones estándares de electrolitos fuertes, con el hidróxido de sodio y el acido clorhídrico.

2.- REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN (REDOX)

Las reacciones químicas que involucra la oxidación son muy utilizadas en análisis volumétrico. Por ejemplo, El hierro en el estado de oxidación de +2 puede titularse con una solución estándar de sulfato de cerio (IV):

3.- REACCIONES DE PRECIPITACION: Un procedimiento volumétrico muy empleado es el de la precipitación del cation plata con un anion halógeno. La reacción es:

4.- REACCIONES DE FORMACIÓN: Un ejemplo de reacción en el cual se forma un complejo estable es aquella que ocurre entre la plata y los iones cianuro:

Esta reacción es la base llamado método de Liebig para la determinación de cianuro, como el acido etilendiaminotetracetico (EDTA).

Requisitos para las reacciones utilizadas en análisis volumétrico

Una reacción debe satisfacer ciertos requisitos antes de que pueda ser utilizada.

1.- La reacción debe ocurrir de acuerdo a una reacción química definida. No deben existir reacciones colaterales.

2.- La reacción debe terminar por completo en el punto de equivalencia.Otra forma de decir esto es que la constante de equilibrio de la reacción debe ser muy grande.

3.- Debe contarse con un método para determinar cuando se alcanza el punto de equivalencia. Debe estar disponible un indicador o algún método instrumental que permita el análisis cuando debe tener la adición del titulante.

4.- Es conveniente que la reacción sea rápida para que la titulación pueda realizarse en unos cuantos minitos.

Consideremos la determinación de la concentración de una solución de acido clorhídrico mediante la titulacion con solución estándar de hidróxido de sodio.

En el punto de equivalencia, el PH de la solución cambia drastimente con unas cuantas gotas de titulante y existan varios indicadores que responden a este cambio de PH cambiando de color.

Por otro lado, la reacción del acido bórico con el hidróxido de sodio

Por esta razón, el cambio de PH que ocurre con unas cuantas gotas de titulante en el punto de equivalencia es muy pequeña y el volumen de titulante que se necesita para llegar a el, no puede Determinarse con precisión.

La reacción entre el alcohol etílico y el acido acético también es inadecuada para una titulacion. Es muy lenta y no llega a completarse la reacción entre el estaño (II) y el perganmanato de potasio no es satisfactorio a menos que se excluya el aire.

Puede ocurrir una reacción colateral si esta no se elimina. Ya que el estaño se oxida fácilmente con el oxigeno atmosférico. La presipitacio de ciertos iones metálicos con Ion sulfuro cumple con todos los requisitos establecidos antes, menos con el 3, porque no hay indicadores adecuados para la titulación

Estequiometria

A la rama de la química que estudia las reacciones en peso que existan entre los elementos y los compuestos de las reacciones químicas se le llama estequimetria.

Aquí analizaremos los métodos utilizados para expresar la cantidad de soluto en solución y los cálculos estequimetricos relacionados con las soluciones, ya que las soluciones acuosas son muy utilizados en la mayoría de las áreas del análisis cuantitativo.

Peso molecular y peso fórmula

El termino peso formula – gramo (o peso formula) es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos contenidos en la formula química de una sustancia y normalmente es el mismo que el peso molecular de este, algunos químicos utilizan el peso formula en lugar del peso molecular en los casos que resultan inapropiado hablar de moléculas de una sustancia, particularmente aquellos en los que se trata con compuestos iónicos. Por ejemplo en caso del cloruro sádico, las pequeñas unidades que se encuentran en el solidó son iones Nay Clla molécula de NaCl no existe como tal. Ya que el mol según se definió arriba, se refiere también a las moléculas, utilizaremos el término peso molecular como sinónimo de peso formula en tales casos. Se entiende que este uso no indica nada respecto a la estructura del compuesto en las situaciones en donde ocurre la formación o disociación de complejos en solución, utilizaremos el termino formalidad para expresar la concentración que indique la cantidad total de una sustancia adicionada a una Sión, y a la molaridad para indicar las concentraciones de las especies individuales en el equilibrio.

Autor:

Guille Reyes