Este documento presenta una introducción al curso de Química Analítica II. Explica conceptos generales como los tipos de análisis cualitativo y cuantitativo. También describe diferentes métodos analíticos como los métodos gravimétricos, volumétricos e instrumentales. Finalmente, introduce conceptos como unidades del SI, preparación de soluciones, estandarización, y ácido-base que serán tratados con más detalle en el curso.
4. INTRODUCCIÓN
DE LA
ASIGNATURA
Análisis Químico
• El análisis químico incluye
cualquier aspecto de la
caracterización química de un
material de muestra.
¿Química analítica?
• ”Es la Ciencia de las mediciones
químicas"
4
5. ▪ Análisis Orgánico
▪ Análisis de Alimentos
▪ Análisis de
Medicamentos
▪ Análisis Clínico
▪ Toxicología
▪ Química Forense
▪ Toxicología
Alimentaria
QUÍMICA ANALÍTICA
➢ Química Inorgánica
➢ Química Orgánica
➢ Bioquímica
➢ Física
➢ Estadística
➢ Química Ambiental
➢ Inglés
➢ Computación
➢ Comunicación Escrita y Oral
Ref.: Rubinson, K. A., Rubinson, J.F. (2001), Análisis Instrumental, Pearson Educación, Madrid-España.
INTRODUCCIÓN DE LA ASIGNATURA
6. INTRODUCCIÓN DE LA ASIGNATURA
Ref.: Rubinson, K. A., Rubinson, J.F. (2001), Análisis Instrumental, Pearson Educación, Madrid-España.
METODOS
ANALÍTICOS
▪ M. Gravimétricos
▪ M. Volumétricos
CLÁSICOS
▪ M. Espectroscópicos
▪ M. Electroquímicos
▪ M. de Separación
INSTRUMENTALES
La Química Analítica se ocupa de
los métodos de determinación
de la composición química de la
materia.
Un método cualitativo informa
sobre la identidad de las especies
atómicas o moleculares de la
muestra, o de los grupos
funcionales que hay en ella.
Un método cuantitativo aporta
información numérica de la
cantidad relativa que hay de uno o
varios de estos compuestos”.
7. Sistema
internacional
de unidades
y formas de
expresar
cantidades
• Existe un Sistema
Internacional de Unidades (SI)
el cual rige como se deben
expresar las unidades en el
campo científico, es un
sistema decimal en el que las
magnitudes difieren de la
cantidad fundamental en
potencias de diez mediante el
uso de prefijos, como
múltiplos o como
submúltiplos, de la unidad
básica. Por ejemplo, el prefijo
kilo significa mil veces (103 ) la
unidad básica y se simboliza
por k.
• Abreviaturas Más Usuales en Química:
• l litro
• mg miligramo
• ml mililitro
• % Alc. Vol. por ciento de alcohol en volumen a 20°C
• °C grados Celsius
• K grados Kelvin
• °F grado Fahrenheit
• N normalidad
• kg kilogramo
• g gramo
• µg microgramos
• µl microlitro
• m/v masa sobre volumen
• M molaridad
• m molalidad
8. ¿Qué son las Cifras Significativas?
• Los dígitos que no cambian al
sumar y restarle la incertidumbre
a la medida, contados de
izquierda a derecha
• Si la cifra siguiente a la que se ha de redondear es menor de 5, la
cifra por redondear se deja como tal. Por ejemplo, al redondear a
3 cifras el número 0.438497, éste queda como 0.438.
• Si la cifra siguiente a la que se ha de redondear es mayor de 5, la
cifra por redondear se aumenta en una unidad. Así, el número
0.346013 redondeado a dos cifras significativas queda como 0.35.
• Si la cifra siguiente a la que se ha de redondear es exactamente 5,
la cifra por redondear se aumenta en una unidad si es impar, o se
deja como tal si es par. Por ejemplo, al redondear a 4 cifras
significativas el número 7.01350 el resultado es 7.014, y al
redondear a 2 cifras significativas el número 3.4500, el resultado
es 3.4.
• Asimismo, el número de cifras decimales en el resultado de
operaciones de adición o sustracción está determinado por el
sumando con el menor número de decimales. Por ejemplo, el
resultado de la operación:
0.43 g + 132.1 g – 18.46 g + 0.0021 g – 35.49 g = 78.5821 g
11. Error
Experimental
• La exactitud de un resultado se expresa mediante el
error experimental que es la diferencia entre el
valor real o aceptado (medición correcta) y el
obtenido experimentalmente. El error puede
expresarse en por ciento de la medición correcta o
también como un porcentaje de todo el rango de
medición del instrumento utilizado.
• E (%) = [dato obtenido – dato verdadero o correcto /
dato verdadero o correcto] x 100
• Otra forma de expresar el error experimental es
mediante el error absoluto que es la diferencia
entre el valor experimental y el valor verdadero.
• Ea = Valor verdadero o correcto – Valor
experimental
14. EL PROCESO ANALÍTICO
14
La metodología del Análisis Químico puede resumirse en un proceso analítico general
consistente en un conjunto de procedimientos realizados para solucionar un
determinado problema analítico. Sus etapas se resumen en el esquema siguiente:
1. DEFINICIÓN DEL PROBLEMA
2. SELECCIÓN DEL MÉTODO
3. MUESTREO
4. PREPARACIÓN DE LA MUESTRA
5. ANÁLISIS (CUANTIFICACIÓN)
6. INTERPRETACIÓNDE RESULTADOS
7. INFORME
15. EL PROCESO ANALÍTICO
¿Es el agua de río segura para beber?
¿Cuál es la concentración de Arsénico del agua?
15
DEFINICIÓN DEL PROBLEMA (FORMULACIÓN DE LA PREGUNTA)
16. EL PROCESO ANALÍTICO
Elegir el procedimiento de medida de arsénico en agua
• Incertidumbre en la medida
• Límite de detección
• Tratamiento de muestra
• Disponibilidad, tiempo, costo, etc.
Si lo fuera necesario, desarrollar un nuevo método.
16
SELECCIONAR EL PROCEDIMIENTO ANALÍTICO
18. EL PROCESO ANALÍTICO
18
PREPARACIÓN DE LA MUESTRA
a.) Convertir la muestra en un forma adecuada para el análisis químico
(i) Disolver la muestra
(ii) Concentrar la muestra
(iii) Remover interferentes en la muestra
19. EL PROCESO ANALÍTICO
Mide la concentración de analito
Replicar mediciones incertidumbre en el análisis
Evitar errores grandes
Fiabilidad de la medición
Curva de calibración
Medir la respuesta para muestras conocidas
19
ANÁLISIS
23. Métodos gravimétricos
• Se determina el peso de algún constituyente o sustancia derivada. Los
cálculos se verifican utilizando los pesos atómicos y moleculares y se
fundamentan en una constancia en la composición de sustancias puras y en
las relaciones ponderales de las reacciones químicas.
• NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl
• Cuanto de ClNa requiero para producir 0,500 gr de AgCl.
• Cuanto de BaCI2 requiero para producir 0,500 gr de AgCl. (1 mol de BaCl2 =
2 mol de AgCl.).
• Una muestra de 0,4000 gr, que contiene Cloruro, da un precipitado de AgCl
de 0,2500 gr. Calcular el % de Cl en la Muestra.
24. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
• Unidades Físicas:
• Porcentaje
• Partes
• Unidades Químicas:
• Molaridad.
• Molalidad.
• Normalidad.
25. MOLARIDAD
• M=
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 ∗𝑃𝑀
• Preparar solución 500 ml de ClK a 0,05 M.
• Preparar 100 ml de SO4H2 1 M
• Preparar 250 ml de 0,35 M de NaOH 97% puros.
• Preparar 25 ml de 0,2 M de NaHCO3 95% puros
• Prepara 125 ml 0,1 M a partir de una solución de Cl2Ba 0,25 M.
• Prepara 250 ml 1 M a partir de una solución de Na2Cr2O7 0,25 M.
26. NORMALIDAD
• N=
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 ∗𝐸𝑞𝑃
• Cuantos gramos necesito pesar de KOH para
preparar 200 ml de una solución 0,5 N.
• Cuantos gramos necesito pesar de SO4H2
para preparar 25 ml de una solución 1 N
27. Preparación de Soluciones
Muchos de los reactivos utilizados
en el análisis químico están en
forma de soluciones.
Para muchos propósitos, el valor
exacto de la concentración no es
crítico; en otros casos, la
concentración de la solución y su
método de preparación deben ser
lo más precisos posible.
1. Buffer (Tampón):
2. Solución Concentrada:
3. Concentración:
4. Hidratos:
5. Miscible:
6. Molalidad:
7. Masa molar:
8. Molaridad:
9. Normalidad:
10. Soluto:
11. Disolvente:
12. Solución:
13. Solución estándar:
30. Preparación de diluciones
Ejercicios:
A 300 mL de una solución 0.3 M de KOH se le adiciona 200 mL agua desionizada.
Determinar la concentración final de la solución.
30
31. Preparación de diluciones
Ejercicios:
Se tomó una alicuota de 50 mL de HNO3 2M; y se llevó a enrase con agua
destilada en un matraz aforado de 250 mL. Determinar la concentración final de
la dilución.
31
33. Preparación de diluciones
Ejercicios:
Determine las alicuotas a medir para preparar 25 mL, para cada punto de una curva de calibrado de
KOH, a partir de una solución concentrada de 10 M de KOH
Puntos de la curva de calibrado:
Nivel 1: 0.03 M
Nivel 2: 0.08 M
Nivel 3: 0.15 M
Nivel 4: 0.35 M
Nivel 5: 0,50 M
33
34. Estandarización de soluciones
La estandarización es el proceso de determinar la concentración exacta de una
solución.
La titulación es un tipo de procedimiento analítico utilizado a menudo en la
estandarización. En una titulación, se hace reaccionar un volumen exacto de una
sustancia con una cantidad conocida de otra sustancia. El punto en el que la
reacción se completa en una titulación se denomina punto final. Una sustancia
química conocida como indicador se utiliza para indicar (señalizar) el punto final.
34
35. Taller: Definir
• Que es estandarización de una solución y por que hacerlo.
• Que es patrón primario y como reconocerlo.
• Que es patrón secundario y como reconocerlo.
• Que es un indicador y como sirve.
• Cual es un indicador para ácidos.
• Cual es un indicador para álcalis.
• Como calcular la masa de patrón primario que debo utilizar.
37. Estandarización de soluciones
En volumetría de neutralización
se utiliza soluciones estandar de
ácidos (ácido clorhídrico) y de
bases (hidróxido de sodio).
Para estandarizar el NaOH se
utiliza el ftalato de potasio, y para
estandarizar el HCl se utiliza el
NaOH previamente
estandarizado.
37
39. Estandarización de soluciones
Calcular la molaridad de una concentración de NaOH, de la cual 23,5 mL de
ésta solución ha reaccionado con 0.245 g de ftalato. PM del ftalalto 204.22
g/mol.
39
40. Estandarización de soluciones
Si 23.5 mL de NaOH 0.234 M reacciona estequiometricamente con 50 mL de
una solución de HCl. Determine cuál es la concentración de la solución del
ácido.
40
42. Contenido
1.- Características de ácidos y bases
2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base.
1.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
2.2. Teoría de Brönsted-Lowry.
2.3. Teoría de Lewis
3.- Equilibrio de ionización del agua.
4.- Fuerza de ácidos y bases.
4.1. Ácidos y bases conjugadas.
4.2. Relación entre Ka y Kb.
4.3. Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH, constantes, grado de disociación
42
43. Contenido
5.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo).
5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
5.2. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
5.3. Sales procedentes de ácido débil y base débil.
5.4. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
5.5. Calculo de concentraciones y pH.
6.- Disoluciones amortiguadoras.
7.- Indicadores de ácido-base.
8.- Valoraciones de ácido-base (volumetrías).
8.1. Neutralización (práctica de laboratorio).
43
44. Características
de ácidos y
bases
ÁCIDOS:
• Tienen sabor agrio.
• Son corrosivos para la piel.
• Enrojecen ciertos colorantes
vegetales.
• Disuelven sustancias
• Atacan a los metales
desprendiendo H2.
• Pierden sus propiedades al
reaccionar con bases.
BASES:
• Tiene sabor amargo.
• Suaves al tacto pero
corrosivos con la piel.
• Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales.
• Precipitan sustancias
disueltas por ácidos.
• Disuelven grasas.
• Pierden sus propiedades al
reaccionar con ácidos.
44
45. Definición de
Arrhenius
• Publica en 1887 su teoría de “disociación
iónica”.
• Hay sustancias (electrolitos) que en
disolución se disocian en cationes y
aniones.
• ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa
disocia cationes H+.
• BASE: Sustancia que en disolución acuosa
disocia aniones OH–.
45
46. Definición de
Arrhenius
• ÁCIDOS:
• AH (en disolución acuosa) → A– + H+
• Ejemplos:
• HCl (en disolución acuosa) → Cl– + H+
• H2SO4 (en disolución acuosa) →SO4
2– + 2 H+
• BASES:
• BOH (en disolución acuosa) → B + + OH–
• Ejemplo:
• NaOH (en disolución acuosa) → Na+ + OH–
46
47. Neutralización
• Se produce al reaccionar un ácido con una
base por formación de agua:
• H+ + OH– —→ H2O
• El anión que se disoció del ácido y el catión
que se disoció de la base quedan en
disolución inalterados (sal disociada):
• NaOH +HCl —→ H2O + NaCl (Na+ + Cl–)
47
49. Par Ácido/base conjugado
• Siempre que una sustancia se comporta como
ácido (cede H+) hay otra que se comporta como
base (captura dichos H+).
• Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su
“base conjugada” y cuando una base captura
H+ se convierte en su “ácido conjugado”.
49
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)
– H+
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)
+ H+
– H+
50. Ejemplo de
par
Ácido/base
conjugado
Disociación de un ácido:
• HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)
• En este caso el H2O actúa como base y el HCl
al perder el H+ se transforma en Cl– (base
conjugada)
Disociación de una base:
• NH3 (g) + H2O (l) → NH4
+ + OH–
• En este caso el H2O actúa como ácido pues
cede H+ al NH3 que se transforma en NH4
+
(ácido conjugado)
50
51. Teoría de
Lewis
ÁCIDOS:
• “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y
formar un enlace covalente coordinado”.
BASES:
• “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para
formar un enlace covalente coordinado”.
51
52. Teoría de
Lewis
(Ejemplos)
• HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)
En este caso el HCl es un ácido porque
contiene un átomo (de H) que al disociarse y
quedar como H+ va a aceptar un par de
electrones del H2O formando un enlace
covalente coordinado (H3O+).
• NH3 (g) + H2O (l) → NH4
+ + OH–
En este caso el NH3 es una base porque
contiene un átomo (de N) capaz de aportar
un par de electrones en la formación del
enlace covalente coordinado (NH4
+).
52
53. Teoría de
Lewis
De esta manera, sustancias que no tienen átomos de
hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:
AlCl3 + :NH3 → Cl3Al:NH3
(Dibujar la reacción)
53
54. Equilibrio de ionización del agua.
• La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad
eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:
• 2 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac)
• H3O+ · OH–
Kc = ——————
H2O2
• Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc ·
H2O2
• conocido como “producto iónico del agua”
54
+
= [ ]×[ ]
-
w 3
K H O OH
55. Concepto de pH.
El valor de dicho producto iónico del agua es:
KW (25ºC) = 10–14 M2
En el casodel agua pura:
———–
H3O+= OH– = 10–14 M2 = 10–7 M
Se denomina pH a:
Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M:
pH = – log 10–7 = 7
55
3
pH log [H O ]
+
= −
56. Tipos de disoluciones
Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7
Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7
Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7
En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–
luego si H3O+ aumenta (disociación de un ácido), entonces OH– debe
disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo
10–14 M2
56
57. Gráfica de pH en sustancias comunes
57
ÁCIDO BÁSICO
14
1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13
5 7
Zumo de
limón Cerveza
Leche
Sangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada
58. Concepto de pOH.
• A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:
• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
• Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:
• pH + pOH = 14
• para una temperatura de 25ºC.
pOH log [OH ]
−
= −
58
59. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH–
y el pOH a la temperatura de 25ºC?
59
62. Ejercicio 3:
Se prepara una solución midiendo 3.60 x 10-3 moles de
NaOH y 5.95 x 10-4 moles de HCl en un recipiente y luego se
agrega agua hasta que el volumen final es 1.00 L. ¿Cuál es
el pH de esta solución?
62
