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Química Analítica General
Conceptos Teóricos y Guía de Estudio
Licenciatura en Bioquímica
INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA
La Química como ciencia básica tiene multiplicidad de ramas que permiten el estudio de la
totalidad del entorno que rodea al hombre. Es por ello, que los nuevos enfoques de enseñanza deben
tender a visualizar el papel fundamental que cumple la cultura científica y tecnológica en el desarrollo
social.
Ahora bien, en particular, la Química Analítica
que tiene por objeto lograr una real
comprensión de los fenómenos físico-químicos que ocurren en los diferentes ecosistemas, debe
estudiarse en profundidad. Para ello es fundamental la formación de profesionales e investigadores en
áreas de indudable importancia y significación social como lo son la Bioquímica, Biología, Geología,
entre otras. Cabe destacar que la interdisciplinariedad debe ser una meta a alcanzar, por cuanto la
química no solamente utiliza y alimenta otras áreas de las ciencias naturales y de las matemáticas, sino
que es una conjunción, en constante crecimiento, de teoría elegante, técnica precisa y pertinencia
práctica.
Definición
“La química Analítica es una ciencia metrológica
que desarrolla, optimiza y aplica
herramientas (materiales, metodológicas y estratégicas) de amplia naturaleza, que se concretan en
procesos de medida encaminados a obtener información (bio)química de calidad, tanto parcial
(presencia/concentración en muestra de especies-analitos (bio)químicos) como global sobre materias
o sistemas de amplia naturaleza (química, bioquímica, biológica) en el espacio y en el tiempo para
resolver problemas científicos, técnicos, económicos y sociales.”
Miguel Balcarcel
Las características relevantes de esta definición son:
1- Se trata de una ciencia metrológica.
2- Tiene un doble carácter: básico (desarrollo) y práctico (aplica).
3- Genera información sobre la materia (o sistema) en estudio, diferenciando la misma en
global o parcial (componentes) y teniendo en cuenta donde y cuando existe.
4- Considera a los procesos analíticos como vías genéricas de conseguir información.
5- Tiene en cuenta las denominadas Herramientas Estratégicas (planificación, diseño,
optimización, adaptación, etc.), metodológicas y materiales (aparatos, instrumentos,
reactivos, etc.).
6- Incluye y diferencia los problemas analíticos y los problemas científicos, técnicos,
económicos y sociales.
Área de Química Analítica
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7- Incorpora la calidad en forma directa, referida a información generada, e indirecta, referida a
herramientas y procesos.
Información Químico-Analítica
De la definición de química analítica se infiere de forma inmediata que es trata de una ciencia
de información (bio)química y circunstancialmente biológica, de la materia o sistema de interés
científico, técnico, industrial o social.
Como en toda ciencia informativa, el objetivo prioritario de la química analítica es la
reducción de la incertidumbre acerca de la composición cualitativa, cuantitativa y estructural de la
materia de interés.
La materia tiene una información intrínseca que puede ser constante o variable (en el tiempo
y/o el espacio) y que es la que en una situación ideal debe ofrecer el químico analítico. Esta situación
intrínseca carece de incertidumbre, equivale al máximo nivel de calidad analítica y se caracteriza por
una propiedad ideal, inalcanzable, como la veracidad. El siguiente nivel de información analítica es la
que se considera como referencia; es ya una información real caracterizada por un buen nivel de
exactitud y una pequeña incertidumbre. Se obtiene en circunstancias técnicas no ordinarias (participan
muchos laboratorios empleando diferentes procesos analíticos) y se usa como referencia para obtener
la información analítica ordinaria y contrastar su bondad. Esta última constituye el último escalón de
la jerarquía de calidad informativa, que se caracteriza por ser real y tener menor exactitud y más
incertidumbre que la referencial.
Referencias Químico Analíticas
Como ciencia metrológica la Química Analítica se basa en la medición de parámetros. Medir
es comparar y para comparar es preciso tener referencias denominadas patrones o estándares. Al igual
que para medir dimensiones existe el metro, para realizar medidas químico analíticas es preciso tener
hitos referenciales a los cuales deben referirse y expresarse los resultados analíticos. Cuando se quiere
conocer la concentración de un pesticida en el agua potable es necesario disponer de la sustancia pura
(o de una muestra patrón que la contiene) que, sometida al correspondiente proceso analítico, nos
origine una respuesta (cuali y cuantitativa) que sirva de referencia para identificar y cuantificar al
pesticida en el agua sometida al análisis. Si el instrumento de medida es el cuerpo humano, como en el
caso del análisis cualitativo clásico, previamente al análisis el analista debe haber grabado en su mente
la respuesta al análisis de un referente (estándar o patrón).
Así pues, la química analítica carece de fundamentos si no se dispone de los patrones o
estándares adecuados para cada fin informativo perseguido.
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Clasificación de la Química Analítica
Entre las clasificaciones mencionadas en la bibliografía actual, las más significativas son:
Análisis Cualitativo
Según su finalidad y el tipo
de información requerida
Análisis Cuantitativo
Análisis Estructural
Análisis Clásico
Según la técnica empleada
Métodos de Separación
Análisis Instrumental
El Problema Analítico
Introducción
Tal como se ha indicado la Química Analítica es una ciencia o disciplina que tiene como meta
la extracción de la información (bio)química latente de un objeto o sistema para tomar decisiones
fundamentadas, eficaces y a tiempo.
El problema analítico representa la faceta aplicada de la Química Analítica, ejemplo de
problemas analíticos son:
Aceptación/rechazo de una partida de vino embotellado.
Decisión sobre la potabilidad de un agua
Confirmación del apelativo light de un alimento
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Los datos analíticos suministrados deben ser claros y contundentes, para tomar decisiones
fundamentadas en los pertinentes contextos económicos sociales. Además esta información debe
cumplir requisitos tales como rapidez, bajos costes, etc.
Definición Integral del Problema Analítico
El problema analítico puede considerarse como una interface activa entre el “cliente” que
solicita la información y el químico analítico que la genera. La calidad se define de forma práctica y
contundente como satisfacción del “cliente”; es obvia pues la importancia estratégica del problema
analítico.
Químico
Analítico
Cliente
Problema
Económico
Social
Requisitos
informativos
a satisfacer
Calidad
Externa
Problema Analítico
Proceso
Analítico
Problema Analítico
Propiedades
Analíticas
Problema Analítico
Calidad Analítica
Calidad
Resultado
s
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Calidad
Del PMQ
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Elementos de un Problema Analítico
Un problema analítico presenta dos tipos de elementos, tangibles e intangibles, siendo los dos
necesarios para su definición correcta e integral.
Problema Económico, Social,
Científico o Técnico
Problema Analítico
Intangibles
Planificación
Tangibles
Objeto
Diseño
Muestra
Evaluación
Mesurando
Corrección
Analito
Etapas en la Resolución de un Problema Analítico
Primera Etapa
Formulación clara del problema analítico y las características requeridas por el “cliente”.
Ejemplos:
1- Problema: Contaminación de un río por vertidos orgánicos tóxicos de factorías aledañas.
Información requerida: - Tipo de industria o materias primas, productos, etapas productivas, sistemas
de descontaminación, temporalidad en la producción, ubicación de los vertidos en la margen del río.
2- Problema: Deterioro de un entorno forestal producido por la lluvia ácida.
Objetivo: reducir el nivel de contaminantes atmosféricos (SO2, NO, NO2) producidos en industrias
cercanas y conservar los árboles.
Información requerida: Evolución de los niveles de azufre, fósforo, nitrógeno, etc., en las hojas de los
árboles y niveles de contaminantes en la atmósfera.
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Segunda Etapa
Transformación de la información (bio)química genérica en información analítica específica.
Ejemplo: Una ONG en defensa del consumidor plantea la comprobación de la veracidad del
contenido graso especificado por los fabricantes de diversos Yogourt ligth. Este es el problema
económico-social. El problema analítico se concreta con los siguientes aspectos:
1. Muestras de los diferentes tipos de Yogourt ligth que hay en el mercado (naturales, frutados, etc.)
2. Analitos: família de analitos: grasa total (análisis global).
3. Muestreo: aspecto crítico del problema analítico. Las muestras deben ser representativas de las
diversas marcas comerciales existentes.
4. Tipo de análisis: cualitativo (si/no hay grasa), cuantitativo proporción de grasa en porcentaje.
5. Propiedades analíticas: Buen nivel de exactitud y precisión (fiabilidad en la respuesta binaria).
Tercera Etapa
Planificación de la estrategia analítica, esta implica la decisión sobre los Procesos de Medida
Química (PMQ) necesarios para obtener la información analítica. Los factores que influyen en la
selección del PQM dependerán:
-
De los medios materiales y humanos disponibles.
-
De la exactitud de la información requerida.
-
Si la información requerida es global o discriminada.
-
De los costos estipulados por el “cliente”
-
Si los analitos son pocos o muchos, de la misma o diferente naturaleza, si son macro
componentes o vestigios.
-
De las características físicas de las muestras y de la cantidad que se disponga de ellas.
Cuarta Etapa
Monitorización de los resultados generados.
Ejemplo: Presencia de Cd en juguetes amarillos importados. Después de desarrollar el PMQ,
se observa que la concentración final en la muestra tratada está fuera o cercana al límite de
cuantificación del intervalo de la recta de calibrado. Es evidente que no puede validarse la
metodología con fines cuantitativos, ya que la incertidumbre del resultado en esta zona de
concentración es muy elevada. Si la demanda informativa era solo cualitativa, es válida la respuesta
binaria.
Quinta Etapa
Desarrollo de acciones correctoras. Si el resultado no ha sido validado en la cuarta etapa, se
deberán desarrollar acciones correctoras a la estrategia analítica diseñada en la tercera etapa.
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Coherencia entre la Información Requerida y la Suministrada
Un problema analítico está bien planteado o resuelto, si existe coherencia entre la información
que pide el cliente y la que suministra el laboratorio.
Ejemplo: Para conocer a toxicidad de un agua, debido a especies metálicas potencialmente
presentes, la información sobre la concentración total de cada uno de ellos es insuficiente, pues cada
metal puede estar en diversas formas (estados de oxidación, formación de complejos, quelatos,
compuestos organometálicos) que tienen un nivel de toxicidad muy diferente. Solo la concentración
discriminada entre las posibles especies sería una información coherente con el problema económico
social planteado.
El Proceso de Medida Químico (PMQ)
Definición
Un proceso de medida química (PMQ) se define como conjunto de operaciones que separan
a la muestra (sin tomar, sin medir, sin tratar) de los resultados generados y expresados según los
requerimientos del problema analítico planteado.
Muestra
- sin tomar
- sin medir
- sin trazar
Proceso de medida
química (PMQ)
Resultados
Los factores que condicionan el número de etapas y el grado de dificultad de un PMQ se
esquematizan a continuación:
Información
Requerida
Muestra
Proceso de medida Química
Herramientas
disponibles
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Metodología de
medida
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Analito/s
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Las operaciones previas constituyen la primera etapa genérica de un PMQ, su objetivo es la
adecuación de la muestra a la medición propiamente dicha. La segunda etapa es la medida y
transducción de la señal analítica, directamente relacionada con las características/concentración de
los analitos e implica el uso de un instrumento (técnica analítica). La adquisición de señales y
tratamiento de datos para ofrecer los resultados según lo requerido, constituye la tercera etapa de un
PMQ. Las tres etapas de PMQ, con frecuencia se integran entre sí, siendo difícil poder establecer
claras diferencias entre las mismas.
Operaciones Previas
Con el nombre genérico de operaciones previas se pretende describir una amplia variedad de
operaciones que constituyen el nexo de unión entre la muestra (sin tomar, sin medir, sin tratar) y el
empleo del instrumento principal de medida, que constituye la segunda etapa del PMQ.
Representación esquemática de algunas sub-etapas de las operaciones previas:
Muestra bruta
Técnicas de
separación
Reacciones
no analíticas
Muestreo
Destrucción
materia
orgánica
Medida de
masa/volumen
(Alícuotas)
Disolución
Disgregación
Reacciones
analíticas
Medida
volumen
(masa)
Homogeinización
Conservación
Transporte
introducción al
instrumento
Secado
Triturado
Tamizado
Instrumento
Medida y Transducción de la Señal Analítica
La segunda etapa del proceso de medida química se lleva a cabo mediante la utilización de un
instrumento de medida. Estas señales pueden ser de naturaleza variada: óptica, electroquímica, másica,
térmica, entre otras, lo que da lugar a instrumentos muy diferentes. Esta señal primaria es transducida
(y amplificada) a otra señal generalmente eléctrica. El instrumento puede ser el cuerpo humano (los
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sentidos) o un instrumento propiamente dicho que mida diferentes señales (óptica un
espectrofotómetro, masa una balanza, etc.)
Adquisición de Señales y Tratamiento de Datos
La tercera etapa es el nexo de unión entre el instrumento (2ª etapa) y los resultados expresados
según requerimientos. Esta etapa implica dos subetapas secuenciales:
1) Adquisición de las señales transducidas, que son los datos primarios. La adquisición de los datos
puede hacerse:
a) Manualmente: ver el color de un precipitado, leer en la escala graduada de una bureta,
leer la posición de una aguja. etc.
b) Semiautomático: el instrumento origina una señal informativa y de esta se extraen los
datos, por ejemplo de un espectro, grafica señal tiempo, cromatograma, etc.
c) Automáticamente: un ordenador recibe la señal y la procesa obteniéndose directamente
el dato analítico.
2) Tratamiento de datos se realiza los cálculos necesarios, para expresar los resultados en la forma
requerida.
Se presentan a continuación algunos ejemplos de variedad de muestras, analitos y operaciones previas.
Muestras
Analitos
Estado de
Naturaleza
agregación
Matriz
Analito
Tratamiento más
frecuente
Metales
S
I
I
- Lixiviación
- Disgregación
Suelos
Pesticidas
S
I
O
- Extracción con
disolventes
Trazas metálicas
L
I
I
- Cambio iónico
- Extracción S-L
Aguas
Contaminantes
L
I
O
- Extracción L-L
Ácido ascórbico
L
B
O
- No son necesarias
Zumo de naranja
Edulcorantes
L
B
O
- Extracción L-L
natural
artificiales
L
B
I
- Cambio iónico / elusión
orgánicos
Trazas metálicas
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REACCIONES ANALITICAS
Una reacción química es utilizable en la Química Analítica porque origina fenómenos
fácilmente observables que, de alguna manera se relacionan con la sustancia -elemento o grupo
químico- que se analiza, entonces recibe el nombre de REACCIÓN ANALÍTICA.
Estas reacciones pueden verificarse por vía húmeda que, generalmente, tienen lugar entre
iones en disolución y por vía seca que se verifican entre sólidos.
Las reacciones analíticas por vía húmeda pueden clasificarse según los cuatro tipos
fundamentales que se indica a continuación:
a) Reacciones ácido-base, que implican una transferencia de protones.
b) Reacciones de formación de complejos, en las que se produce una transferencia de iones o
de moléculas.
c) Reacciones de precipitación, en las que además de haber un intercambio de iones o de
moléculas tienen lugar la aparición de una fase sólida.
d) Reacciones redox, que implican un intercambio de electrones.
Expresión de las Reacciones Analíticas
Al expresar, mediante formulación química, lo que ocurre en una reacción analítica se procura
que la ecuación se corresponda con lo que ha acontecido en el fenómeno. Así, cuando se añade una
disolución de una sal de bario sobre otra que contiene el anión sulfato procedente, bien de una
disolución de ácido sulfúrico o de cualquier sulfato soluble, se obtiene un precipitado blanco de sulfato
de bario. Han reaccionado exclusivamente e1 anión S04=, y el catión Ba2+, con independencia de que el
primero proceda de la disociación del ácido sulfúrico o de algún sulfato soluble, y que el catión Ba2+
provenga del nitrato, del cloruro, o del acetato. Como han reaccionado iones, la formulación sería
iónica, en la que intervienen únicamente los iones reaccionantes:
SO 4= + Ba 2+ → BaSO4 ↓
Los productos poco disociados (precipitados, substancias covalentes típicas, electrolitos muy
débiles) se escribirán en forma molecular, como así mismo las reacciones que tienen lugar entre
sólidos.
Por ejemplo: el reactivo amoniaco es una disolución acuosa del gas amoniaco NH3. En esta
disolución existen gran concentración de moléculas de amoniaco más los iones OH- y NH4+
procedente de la débil reacción del amoniaco con el agua:
NH 3 + H 2 O ←→ NH 4+ + OH −
Así pues, en las reacciones en las que interviene el amoniaco como reactivo tomarán parte, o
las moléculas de amoniaco, o el catión amonio o el anión oxhidrilo, o simultáneamente, algunas de
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estas especies, según la especial afinidad de los grupos químicos existentes sobre ellas. Por ejemplo, si
se añade un exceso de disolución acuosa de amoniaco sobre otra de sulfato de cobre se obtiene un
intenso color azul porque la apetencia del Cu2+ por las moléculas de amoniaco hace que se forme el
complejo azul Cu(NH3)42+, La reacción, se escribirá:
Cu 2 + + 4 NH 3 ←
→[Cu (NH 3 ) 4 ]
2+
Si la misma disolución de amoniaco se adiciona sobre otra de cloruro férrico, se obtiene un
precipitado pardo rojizo de Fe(OH)3 debido a que la escasa solubilidad de esta especie condiciona que
el Fe3+ reaccione preferentemente con los iones oxhidrilo.
Fe 3+ + 3OH − 
→ Fe(OH )3 ↓
Si un poco de la citada disolución de amoniaco se añade sobre otra que contiene el complejo
(HgI 4 )2−
se obtiene un precipitado pardo de un compuesto, para cuya formación es necesario que
reaccionen moléculas de NH3 y grupos OH- :
2(HgI 4 ) + 3OH − + NH 3 
→ I − Hg − O − Hg − NH 2 + 7 I − + 2H 2 O
2−
Estas ecuaciones deben estar debidamente ajustadas, aunque para muchos aspectos puramente
cualitativos no sea preciso, de tal manera que el número de especies atómicas de un miembro sea igual
que el del otro y que la suma algebraica de las cargas positivas y negativas, sea, asimismo, igual en
ambos miembros.
E1 ajuste de las ecuaciones que expresan una reacción analítica es en general sencillo, se logra
por simple tanteo. Las reacciones que implican un proceso de oxidación-reducción (redox), se ajustan
fácilmente por el proceso de cambio de valencia modificado. En este procedimiento, una vez escrito
todas las especies que reaccionan y los productos resultantes de la reacción, se indica cual es el
número de electrones que ha perdido el elemento (o elementos) que actúa como oxidante en la
molécula o grupo iónico considerado como tal y ese número es el que se pone como coeficiente del
grupo que obra como reductor. Se hace lo mismo respecto al número de electrones que gana el
elemento (o elementos) de la especie reductora y ese número se pone como coeficiente del grupo
oxidante. Con esos dos números claves, el resto del ajuste de la ecuación resulta sencillo por simple
tanteo:
E1 dicromato potásico, Cr2O7K2 en medio ácido, oxida el catión ferroso a férrico, mientras que él se
3+
reduce a catión Cr .
Cr2 O 7= + 6Fe 2+ + 14H + 
→ 2Cr 3+ + 6Fe 3+ + 7H 2 O
El cromo, número de oxidación (VI) en el dicromato pasa a número de oxidación (III) en el
3+
catión Cr , ganando 3 electrones por cada átomo de cromó como hay dos átomos de cromo en el
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dicromato el número total de electrones ganados es 6 y éste será el coeficiente del Fe2+; como este
Fe2+ pierde un solo electrón para pasar a Fe3+, será la unidad el coeficiente del Cr2O72=; todo el
oxígeno del dicromato ha pasado a formar agua con los protones del medio ácido, cuyo coeficiente
será 14 para poder formar 7 moléculas de agua con los 7 átomos de oxígeno, quedando por lo tanto
una ecuación ajustada atómica y electrónicamente.
También se acepta formular las ecuaciones expresando las variaciones experimentadas en el
número de oxidación, en lugar de hacerlo iónicamente. Este tipo de formulación se utiliza cuando no
se conoce con exactitud la especie o especies iónicas resultantes de la reacción. Por ejemplo, las
disoluciones ácidas de molibdeno (VI) son reducidas a azul de molibdeno por el Sn (II). Como el azul
formado resulta de la coexistencia de varios grados de oxidación del molibdeno, se formula el que es
predominante, el Mo (V).
2Mo(VI) + Sn (II) 
→ 2Mo(V) + Sn (IV)
En ocasiones, se pone una flecha hacia abajo para resaltar la formación de un precipitado, u
otra hacia arriba para indicar la evolución de gases o vapores. Por ejemplo:
CO 3 Ba ↓ +SO =4 + 2H + 
→ SO 4 Ba 2 ↓ + CO 2 ↑ + H 2 O
Condiciones de una Reacción para la Identificación y la Cuantificación
El Análisis Cualitativo Clásico se fundamenta en el empleo de reacciones químicas (ácidobase, redox, formación de complejos o precipitación), bioquímicas o inmunológicas, que generan un
producto identificado por los sentidos humanos, a través de un cambio bien definido (formación de un
gas, un precipitado, un color diferente).
La identificación de un analito en análisis cualitativo clásico se basa en la comparación del
comportamiento del sistema químico entre un estándar del analito, un blanco y la muestra
Muchas reacciones usadas en el análisis cualitativo pueden servir para el desarrollo de
métodos cuantitativos, se preferencia las condiciones operativas; sin embargo, no debe creerse que
siempre una reacción útil en el análisis cualitativo puede ser aplicada en el análisis cuantitativo.
El Análisis Cuantitativo Clásico se basa en el empleo de dos instrumentos usados desde hace
siglos: la bureta y la balanza, para desarrollar las técnicas analíticas gravimétricas y volumétricas,
respectivamente.
Una reacción para ser usada como base de un método volumétrico deberá cumplir con los
siguientes requisitos:
1-
Rapidez
2-
Estequiometría y ausencia de reacciones laterales
3-
Presencia de un sistema de indicación adecuado para evidenciar el punto final.
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Para el desarrollo de procedimientos gravimétricos
aceptables es imprescindible que el
producto de la reacción cumpla con los siguientes requisitos:
1-
Deberá ser poco soluble, de tal forma que el analito a determinar precipite
cuantitativamente.
2-
Deberá ser fácilmente filtrable.
3-
Deberá tener una alta pureza, en lo posible debe estar libre de sustancias coprecipitantes y
de insolubles provenientes de otros constituyentes de la muestra.
4-
Deberá tener una estequiometría conocida o ser susceptible de adquirirla mediante
tratamientos adecuados.
EQUILIBRIO QUIMICO
El Estado de Equilibrio
Las reacciones utilizadas en química analítica nunca proporcionan como resultado una
conversión completa de reactivos a productos, más bien, van hacia un estado de equilibrio
químico en el cual la relación de concentraciones de reactivos y de productos es constante.
Considere el siguiente equilibrio químico:
H3AsO4 + 3I─ + 2H+ ↔ H3AsO3 + I3─ + H2O
La velocidad de reacción y la magnitud a la que avanza hacia la derecha se puede juzgar
rápidamente mediante la observación del color rojo naranja del ión triyoduro I3─ (los otros
reactivos participantes en la reacción son incoloros). Si se agrega, por ejemplo, 1 mol de ácido
arsénico H3AsO4 a 100 mL de una solución que contiene 3 moles de yoduro de potasio, casi de
inmediato aparece el color rojizo del ión triyoduro, y en pocos segundos la intensidad del color
se hace constante, lo cual indica que la concentración del ión triyoduro se ha vuelto constante.
Una de las leyes fundamentales de la naturaleza es que cualquier sistema físico o
químico, cuando no se encuentra en estado de equilibrio, tiende a experimentar un cambio
espontáneo e irreversible hacia un estado final de equilibrio; una vez que se ha alcanzado el
equilibrio no se observan cambios en el sistema a menos que se modifiquen las condiciones.
Concepto Termodinámico del Equilibrio
Para describir el equilibrio desde un punto de vista termodinámico se debe definir una
propiedad del sistema químico que pueda relacionarse con las concentraciones de las diferentes
especies involucradas en el estado de equilibrio. Suele utilizarse el parámetro G, energía libre de
Gibbs.
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Un sistema químico que inicialmente se encuentre en estado de no equilibrio tiene una
tendencia a cambiar espontáneamente hasta que la energía libre del sistema alcance un valor
mínimo, momento en el que el sistema alcanza el equilibrio. Se ha utilizado el término tendencia
porque la termodinámica no ofrece información sobre la velocidad con que tiende a alcanzarse el
equilibrio. Por otra parte, se puede tener información sobre la magnitud de esta tendencia hacia
el equilibrio determinando el cambio de energía libre entre los estados inicial y final; este
cambio se denomina ∆G, esto es:
∆G = Gfinal - Ginicial
Dado que, en general, la energía libre de una especie química depende de factores tales
como temperatura, presión, cantidad y naturaleza de la especie; se han establecido unas
condiciones que determinan el estado de referencia o normal para los distintos tipos de especies
químicas. Todos los estados normales están referidos siempre a una temperatura de 298 °K (25
°C) y a una presión de una atmósfera. Para especies gaseosas, si se comportan como gas ideal, se
considera estado normal cuando está pura y a presión unidad. En líquidos y sólidos se considera
el estado normal cuando están en estado puro y también a presión unidad. Para solutos o
especies disueltas su estado normal está determinado cuando sus actividades son la unidad.
Por convenio se le ha asignado a los elementos, en su forma estable, a presión unidad y
298 °K, una energía libre de cero. Para cualquier compuesto o especie iónica el cambio de
energía libre que lleva involucrada la reacción por la cual se puede obtener un compuesto o ion a
partir de los elementos, cuando tanto reactivos como productos de reacción se encuentran en sus
estados normales; se denominan energías libres normales de formación,
∆G of .
Energía Libre Normal de Reacción
Es la variación de energía libre que tiene lugar en una reacción química cuando reactivos
y productos están en su estado normal o de referencia. Se denomina ∆Go y se calcula a partir de
las energías libres normales de formación:
∆G o = ∑ ∆G of (productos ) − ∑ ∆G of (reactivos )
Así para la reacción:
aA + bB ⇔ cC + dD
la expresión de la energía libre normal de reacción quedaría de la siguiente forma:
[
] [
] [
] [
∆G o = c ∆G of C + d ∆G of D − a ∆G of A − b ∆G of B
Área de Química Analítica
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]
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Sin embargo, en la mayoría de los sistemas químicos, tanto reactivos como productos de
reacción se encuentran en concentraciones diferentes a las especificadas para sus estados
normales o de referencia. En ese caso, se puede expresar la variación de energía libre de la
reacción de manera semejante a la utilizada en la ecuación anterior, pero empleando ∆G y ∆Gf
en lugar de ∆G0 y ∆G of .
[
] [
] [
] [
∆G = c ∆G C + d ∆G D − a ∆G A − b ∆G B
f
f
f
f
]
Restando una de otra las ecuaciones anteriores y reordenando términos se llega a la
expresión:
∆G − ∆G
o
= c [∆G
f
− a [∆G
C − ∆G
f
o
f
A − ∆G
C ] + d [∆G
o
f
A
f
D − ∆G
] − b [∆G
f
o
f
B − ∆G
D
o
f
]
B
]
A partir del segundo principio de la Termodinámica se puede obtener la expresión que
relaciona ∆G, energía libre de formación a cualquier actividad, con ∆G o
∆G − ∆G o = RT ln a
Donde: R es la constante universal de los gases; T la temperatura absoluta y a la actividad en
moles/litro. Aplicando esta expresión a las especies A, B, C y D y sustituyendo en 1a última
ecuación se tiene:
∆G − ∆G o = cRTln C + dRTln D − aRTln A − bRTln B
A , B, C, D
siendo
1as actividades de cada una de las especies. Reagrupando los
términos logarítmicos se llega a la
∆G = ∆G o − RT ln
C
d
a
b
C D
A B
expresión:
Según esta ecuación, la energía libre de una reacción depende de la energía libre normal
relacionada con las energías libres de formación, y de las actividades de reactivos y productos de
reacción.
Energía Libre y Constante de Equilibrio
Cuando un sistema llega al equilibrio su incremento de energía libre es cero:
Área de Química Analítica
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∆G = 0 , por lo tanto ∆G = − RTln
o
C
d
a
b
C D
A B
Como el término logarítmico contiene la relación de actividades de reactivos y
productos en estado de equilibrio, esta relación se denomina constante termodinámica de
equilibrio:
C
Kt =
y por tanto
C
D
a
A B
d
b
∆Gº = − RT ln Kt
Como la actividad de una especie química se define como el producto de su
concentración por un coeficiente de actividad, ai=Ci.fi, la expresión de la constante
termodinámica de equilibrio puede transformarse para concentraciones:
Kt =
C
C
a
D
A B
d
b
c
d
[
[
C ] f C ] [[D ] f D ]
=
[[A] f A ]a [[B ] f B ]b
c
d
[
C ] [D ]
=
[A]a [B]b
f Cc f Dd
f Cc f Dd
× a b = K× a b
fA fB
fA fB
siendo K la constante de equilibrio, que se expresa en unidades de concentración.
Dado que Kt es una constante termodinámica, no depende de factores tales como
interacciones ion-ion, ion-disolvente, etc.; por consiguiente, también es constante el producto:
K×
f Cc f Dd
f Aa f Bb
Sin embargo, el hecho de que los factores de actividad se modifiquen con la
composición de la disolución y la fuerza iónica [µ] de la misma, hace que la constante de
equilibrio K no sea verdaderamente constante.
Si se desean realizar cálculos de equilibrio de forma rigurosa debe utilizarse la constante
termodinámica Kt, lo que lleva consigo el conocimiento exacto de los factores de actividad de
cada una de las especies involucradas en la reacción. Desgraciadamente, en las disoluciones de
interés analítico, que frecuentemente contienen más de un electrolito y las concentraciones
pueden ser considerables, es difícil el cálculo preciso de los coeficientes de actividad debido a
que las interacciones soluto-soluto y solutos-disolvente no pueden ser cuantitativamente
evaluadas. Por consiguiente, en la mayoría de los tratamientos matemáticos sobre equilibrios se
ignorarán los coeficientes de actividad y no se hará distinción entre Kt y K; se supondrá que K es
constante y se utilizarán concentraciones y no actividades. Se entiende que las conclusiones que
se obtengan con esta simplificación son aproximadas no exactas.
Área de Química Analítica
16
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Licenciatura en Bioquímica
Por otra parte, teniendo en cuenta que a las actividades de los disolventes puros y de las
especies sólidas se les asigna convencionalmente el valor unidad, las concentraciones de estas
especies no figuran en las ecuaciones de equilibrio. Así, por ejemplo, para la disolución del
BaSO4
BaSO4 ←
→SO=4 + Ba2+
la expresión de la constante de equilibrio será:
[
][
K = SO4= Ba 2+
]
Igualmente, cuando interviene el agua en reacciones, siempre que las disoluciones sean
diluidas, su actividad es la unidad y no figura en la expresión de la constante de equilibrio.
Fe 3+ + H 2 O ↔ FeOH 2+ + H +
[FeOH ][H ]
K=
[Fe ]
2+
+
3+
Expresión de las Concentraciones
Las energías libres están calculadas para concentraciones molares; en consecuencia, en
la ecuación del equilibrio se deben expresar, tanto las actividades como las concentraciones, en
moles/litro, esto es, en molaridades.
Nomenclatura de las Diferentes Constantes de Equilibrio
Definida la constante de equilibrio para una reacción química en general, se indica a
continuación la nomenclatura particular que se utilizará en los distintos sistemas químicos.
Equilibrios ácido-base
Se utilizará Ka para la constante de disociación de ácidos monopróticos (reacción de un
ácido con agua) y Kb para la reacción de una base con el agua:
[A ][H ]
[AH ]
−
Ka =
AH↔A─ + H+
+
[A ][H O ]
=
[AH ]
−
ó AH + H2O ↔A + H3O
─
Área de Química Analítica
+
17
Ka
+
3
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Licenciatura en Bioquímica
Kb =
A + H2O ↔AH +OH
─
─
[AH ] [OH − ]
[A ]
−
Para ácidos polipróticos se utilizarán K1,K2,K3,...,Kn para indicar las constantes
sucesivas de disociación:
AHn↔An-1+ H+
K1 =
[An−1 ][H + ]
[AH n ]
AHn-1↔An-2+ H+
K2 =
[An−2 ] [H + ]
[AH n−1 ]
La constante de autoprotólisis del agua (producto iónico del agua) se denominará Kw.
H20 + H20 ↔ H30+ + OH─
Kw = [H30+] [OH─]
H2O ↔ H+ + OH─
Kw = [H] [OH─]
Equilibrios de Precipitación
Para la expresión del producto de solubilidad se utilizará KPs
↓AB ↔ A─ + B+
KpS = [A─] [B+]
Equilibrios de Formación de Complejos
Se utilizarán constantes de formación denominando k1, k2, ..., kn a las sucesivas
constantes parciales y β1, β2, ···,βn a las constantes globales:
K1 =
M + L ↔ ML
K2 =
ML + L ↔ ML2
Área de Química Analítica
[ML]
[M ][ L]
18
[ML2 ]
[ML][ L]
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Licenciatura en Bioquímica
β=
M + 2L ↔ ML2
[ML2 ]
[M ][L]2
Según esta nomenclatura, la relación entre constantes parciales y globales es la
siguiente:
βn = k1· k2 · k3,.....,· kn
Equilibrios de óxido-reducción
En estos equilibrios sólo se utilizarán constantes de reacción de forma esporádica;
normalmente se utilizarán los potenciales de Nernst, E y Eo que serán definidos en el apartado
correspondiente.
Expresión logarítmica de las constantes
Para evitar la escritura de formas exponenciales frecuentemente se utilizan formas
logarítmicas para expresar los valores de las constantes de equilibrio. Se define como pK el
logaritmo cambiado de signo de la constante K
pK = -log K
En las constantes de formación de complejos se suele emplear el logaritmo, log K y log
de β. Ejemplos:
NH4+ ↔ NH3 + H+
Ka = 10-9,2
Ag C1↓ ↔ CL─ + Ag+
Kps =10-
pKps = 9,7
Ag+ + 2NH3 ↔ Ag(NH3)2+
β = 107,2
logβ = 7,2
9,7
pKa = 9,2
Factores que Afectan al Equilibrio
Los distintos factores que pueden modificar la relación de concentraciones en el
equilibrio se pueden clasificar en dos grupos: los que modifican el valor de la constante de
equilibrio K, y los que inciden directamente sobre las concentraciones de los reactivos o de los
productos de reacción.
Modificación del Valor de K
En apartados anteriores se ha visto la relación entre constante de equilibrio y energía
libre de reacción. Dado que la energía libre depende de la presión y de la temperatura del
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19
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sistema, también dependerá la constante de equilibrio. Termodinámicamente puede encontrarse
la relación cuantitativa entre K y presión y temperatura, pero también puede preverse de forma
sencilla y cualitativa por el principio de Le Chatelier que establece que cuando se modifica
alguna variable en un sistema químico este evoluciona en el sentido de atenuar o anular dicha
modificación.
En los equilibrios en disolución tiene poco efecto una variación de presión dado que la
modificación de volumen en la reacción es despreciable; sin embargo, en equilibrios en fase
gaseosa, o cuando alguno de los reactivos o productos sea un gas, una variación de presión
puede modificar sustancialmente la constante de equilibrio: un aumento de presión desplaza el
equilibrio en el sentido de disminuir el volumen (y por consiguiente la presión) del sistema, y
viceversa. Por ejemplo, en la descomposición térmica del CaCO3 para dar CaO y el gas CO2
CO3Ca↓↔ CaO↓ + CO2↑
el volumen de los productos de reacción (debido al CO2 ) es mucho mayor que el del reactivo
CaCO3, sólido; por consiguiente, un aumento de presión desplaza el equilibrio de derecha a
izquierda. Inversamente, una disminución de la presión favorece la descomposición del CaCO3.
La modificación de la temperatura afecta a un sistema químico dependiendo del balance
calorífico de la reacción. En las reacciones endotérmicas el aumento de temperatura favorece el
desplazamiento de la reacción, mientras que una disminución de la misma disminuye la
extensión de la reacción. Semejantes consideraciones pueden hacerse cuando se produce una
disminución de temperatura; se favorecen las reacciones exotérmicas y se entorpecen las
endotérmicas.
En el caso de la reacción: 2H2O ↔ H3O+ + OH─ , la velocidad de esta reacción aumenta
100 veces, cuando se incrementa la temperatura de 0 a 100ºC, y en el caso de H2 + 2I─ ↔ 2HI,
es de 0,6 veces cuando se aumenta la temperatura de 300 a 400ºC.
Como ya se ha indicado, estas apreciaciones cualitativas pueden ser perfectamente
cuantificadas mediante las relaciones termodinámicas que creemos caen fuera del objeto de este
texto y que pueden encontrarse en manuales especializados.
Aunque se están tratando los factores que afectan al valor de la constante de equilibrio,
quizás no esté de más indicar que la presencia de catalizadores no afecta de ninguna manera al
equilibrio ni a la constante. Los catalizadores modifican la velocidad de reacción y hacen que se
alcancen antes las condiciones de equilibrio, pero la presencia del catalizador no altera los
valores de las concentraciones de las especies en el equilibrio. Lo que puede ocurrir es que, en
ausencia del catalizador, la condición de equilibrio se alcance en un tiempo extremadamente
largo, tiempo que puede ser reducido considerablemente por la presencia del catalizador.
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20
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Influencia de la Fuerza Iónica (µ)
Si en el tratamiento matemático de los equilibrios se utiliza la constante termodinámica
Kt, ésta no se modifica con la fuerza iónica ya que es estrictamente constante e independiente de
los factores de actividad. Sin embargo, la constante de equilibrio K, no termodinámica, está
relacionada con Kt por los factores de actividad de especies que intervienen en el equilibrio. Ya
se ha visto que para la reacción
aA + bB ↔ cC + dD
la relación entre K y Kt es
f Cc f Dd
Kt = a b .K
fAfB
Siendo Kt constante, sólo lo será K si se mantiene constante el término de los factores de
actividad.
Si en una reacción química sólo intervienen especies moleculares, no cargadas, al tener
sus factores de actividad valor unidad, la constante de equilibrio será igual a la termodinámica y
no dependerá de la fuerza iónica. Pero si en la reacción intervienen especies iónicas, sus factores
de actividad serán normalmente diferentes a la unidad, dependiendo de la fuerza iónica de la
disolución.
El hecho de que K sea mayor, menor o igual a Kt dependerá del valor que tome el
término de los factores de actividad en cada equilibrio en concreto y para una fuerza iónica dada.
Así, por ejemplo, en un equilibrio de disociación en que una molécula neutra genera
iones:
AB ↔ A─ + B+
K t = fA . fB . K
a bajos valores de fuerza iónica [µ] el producto fA . fB será menor que la unidad y por tanto K >
Kt, el electrolito se disocia más que lo esperado a partir de la constante termodinámica. A
valores elevados de fuerza iónica los factores de actividad alcanzan valores superiores a la
unidad, en cuyo caso al ser fA . fB > 1 la constante K es menor que Kt .
En este sentido tiene importancia el efecto de los electrolitos fuertes, aumentando la
fuerza iónica, sobre los electrolitos débiles, dando lugar a las variaciones de K, y por tanto de la
disociación, indicada en el párrafo anterior. Este es el denominado efecto salino de electrolitos
fuertes sobre débiles.
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En otros casos el efecto de la fuerza iónica es más difícil de predecir. Por ejemplo, en la
formación del complejo Ag(NH3)2+
Ag+ + 2NH3 ↔ Ag(NH3)2+
f Ag ( NH 3 ) 2+
.K
Kt =
f Ag +
la constante de equilibrio K tomará valores superiores o inferiores a Kt dependiendo de como
varía la relación f Ag(NH3 )2+ /f Ag+ con la fuerza iónica.
Modificación de las Concentraciones
Cuando en una reacción química se ha alcanzado la situación de equilibrio se tienen
unos valores de las concentraciones que permanecerán constantes, mientras no se modifiquen las
condiciones de equilibrio. Una forma de alterar el equilibrio es cambiando las concentraciones
de las especies que intervienen en el mismo. E1 cambio puede consistir en aumentar o en
disminuir estas concentraciones. El sistema evolucionará hasta alcanzar de nuevo el estado de
equilibrio, produciéndose una reestructuración de las concentraciones.
Aumento de la Concentración
La forma de aumentar la concentración de una especie es añadirla de alguna forma al
sistema en equilibrio, que evolucionará en el sentido de anular o contrarrestar este aumento de
concentración. Por ejemplo, supongamos la disociación del electrolito débil AB
AB ↔ A─ + B+
AAB
B+
Si en el equilibrio se tienen las concentraciones que se indican en el esquema, la posterior
adición de AB altera el equilibrio:
AAB
NO
EQUILIBRIO
AB
añadido
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22
B+
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El sistema evoluciona; se desplaza hacia la derecha (nueva disociación) hasta alcanzar
una nueva situación de equilibrio, disminuyendo la concentración total de AB y aumentando la
de A─ y B+
AAB
NUEVO
EQUILIBRIO
B+
AB
Hay que manifestar que, respecto al aumento de concentraciones, no tiene ningún efecto
cuando la especie que se añade no interviene en la ecuación del equilibrio. Por ejemplo, en un
equilibrio de precipitación el aumento del sólido no modifica el equilibrio de solubilidad, ya que
la actividad del sólido, independientemente de su cantidad, es la unidad. Un aumento de la
cantidad de agua (actividad también unidad) tampoco modifica la actividad de esta especie, pero
actúa indirectamente en el equilibrio al modificar 1as concentraciones del resto de especies.
Interacción de electrolitos. Efecto de ion común
Más importante analíticamente es el desplazamiento que experimenta el equilibrio al
aumentar la concentración de alguno de los iones, A─ ó B+, que se ha producido en la
disociación. Es el denominado efecto de ion común.
Supongamos que mediante un electrolito fuerte AM (no necesariamente tiene que ser
fuerte, aunque su efecto es mayor) se añade una concentración adicional del ion A─, el sistema
pierde la situación de equilibrio
A-
A- añadido
M+
AB
NO EQUILIBRIO
B+
y evoluciona desplazándose hacia la izquierda (se retrograda la disociación) disminuyendo las
concentraciones de A─ y B+ y aumentando la de AB
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A- A-
AB
A- añadido
A- añadido
M+
M+
NUEVO
A
B
EQUILIBRIO
B+ B+
A efectos de simplificar el esquema se ha mantenido constante la concentración de A─
añadido, al reajustarse el equilibrio; en realidad la disminución de la especie A─ se produce a
partir de todos los iones A─ en disolución, incluyendo A─ añadido. Lo que disminuye es la
concentración total de A─.
Efecto semejante tendría la adición de iones B+.
Hay que indicar que la presencia del electrolito débil AB, no afecta en absoluto la
disociación del fuerte AM.
Veamos un caso concreto determinando la variación que experimenta la disociación del
ácido acético CH3─COOH al añadirle el electrolito fuerte, HCl. Supongamos que se tiene una
disolución de CH3─COOH 0,1 M.
CH3─COOH ↔ CH3─COO─ + H+
0,1 - x
Ka =
[CH
x
][ ]
- COO - H +
[CH 3 - COOH ]
3
x
10 −4 ,8 =
x2
0,1 − x
suponiendo que x es despreciable frente a 01 ,
x2 = 10-5,8
x = 10-2,9
Quedan las siguientes concentraciones:
[CH3─COOH] = 0,1- 102,9
2,9
[CH3─COO─] = 102,9
[H+] =10-
Área de Química Analítica
M
M
24
=
0,0987 M
=
0,0013 M
=
0,0013 M
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Si sobre esta solución conteniendo CH3─COOH se añade HCI de forma que su
concentración final sea también 0,1 M
CH3─COOH ↔ CH3─COO─ + H+
0,1- y
y
y
HCl → Cl─ + H+
0,1 0,1
Ahora la concentración total de iones H+ en solución será la que deja el CH3─COOH en
su disociación, más toda la que procede de la disociación del HCl, 0,1 M.
Ka =
[CH
][ ]
- COO - H +
[CH 3 - COOH ]
3
10−4,8 =
( y) ( y + 0,1)
(0,1 − y)
Suponiendo, como en el caso anterior, pero ahora con más razón, que y = 0,1 se obtiene
4,8
que y =10- , quedando las siguientes concentraciones:
[CH3─COOH] = 0,1- 10-4,8
≅
0,1 M
≅
0,1 M
[CH3─COO─] = 10-4,8 M
[H+] = 0,1 - 10-4,8 M
Puede
observarse
como
la
disociación
del
CH3─COOH
ha
disminuido
considerablemente por efecto de ion común de los protones aportados por el HCl.
Se ha visto cómo la presencia de un electrolito fuerte, que contiene un ion común, afecta
notablemente a la disociación de un electrolito débil, no estando alterada la disociación del
fuerte.
Cuando en una disolución coexisten dos o más electrolitos débiles, conteniendo algún
ion común entre ellos, disminuye la disociación de todos y cada uno de los electrolitos, por
efecto de que globalmente aumenta la concentración del ion común. Este efecto se refleja en
cada electrolito en particular, con mayor extensión cuanto más débil sea ese electrolito con
respecto a los demás que coexisten con él.
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Supongamos dos ácidos débiles AH y BH, en igual concentración, siendo AH más débil
que BH. Representando las concentraciones que dejarían en disolución cuando estuvieran
aislados
A-
B-
AH
BH
H+
H+
Electrolitos aislados:
AH ↔ A- + H+
BH ↔ B- + H+
c–x
c–y
x
Ka =
x
x2
c−x
y
y
K a′ =
y2
c−x
Electrolitos juntos:
AH ↔ A- + H+
BH ↔ B- + H+
c – x´
c – y´
x´
Ka =
x´
x′( x′ + y ′)
c − x′
y´
K a′ =
y´
y ′( x′ + y ′)
c − y′
Si coexisten en la misma disolución, a igual concentración, los protones liberados por
AH afectan al equilibrio de BH, y los de BH en AH, modificándose ambos equilibrios en el
sentido de disminuir la disociación. Tanto en el equilibrio de AH como en el de BH hay que
considerar los protones totales en disolución. En este caso será más importante el efecto de BH
sobre AH que viceversa, debido a que el ácido BH libera más protones a la disolución y por
consiguiente el efecto de ion común es mayor. Cuanto más fuerte sea BH mayor será su efecto
sobre AH y menor el de AH sobre él. El caso límite sería cuando BH fuese fuerte, en cuyo caso
e1 efecto de AH sobre BH sería nulo, como se ha indicado en el apartado anterior.
Los distintos casos de interacción entre electrolitos por efecto de ion común se
estudiarán con más detalle al tratar los distintos tipos de equilibrios químicos.
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Disminución de la Concentración
Se puede modificar una situación de equilibrio químico, disminuyendo la concentración
de alguna de las especies que intervienen en él mediante una reacción química que se podrá
denominar parásita o colateral. Si se tiene el electrolito AB, en equilibrio con A y B y se
disminuye mediante una reacción química, cualquiera de las especies AB, A ó B, el equilibrio se
desplaza en el sentido de compensar la disminución de dicha especie. Supongamos que AB es un
precipitado y que se retira la especie B por formación de un complejo con el ligando L (para
simplificar se omiten las cargas de los iones)
A-
AB
nL
BLn
B+
Al disminuir B en solución por formación del complejo BL se rompe el equilibrio entre
A, B y el precipitado AB; en consecuencia AB se tiene que disolver más para reestablecer el
equilibrio:
A-
AB
BLn
B
+
E1 desplazamiento del equilibrio será tanto mayor cuanto mayor sea la extensión de la
reacción parásita que lo provoca. Así, por ejemplo, el precipitado de AgBr aumenta su
solubilidad en presencia de los complejantes del ion Ag, NH3 y CN-; el aumento de solubilidad
es mucho mayor con cianuro porque la reacción:
AgBr + 2CN- ↔ Ag(CN)2- + Brestá más desplazada que la reacción
AgBr + 2NH3 ↔ Ag(NH3 ) 2+ + Bral ser el complejo Ag(CN) 2─ más estable que el Ag(NH3 ) 2+
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Licenciatura en Bioquímica
Se podrán indicar otros ejemplos de desplazamiento de equilibrios por reacción ácidobase, redox, precipitación, etc., Hay que tener en cuenta que en todos los casos estudiados en que
la adición de un electrolito modifica en alguna forma los equilibrios en disolución por efecto de
ión común, por reacción química, etc., tiene lugar, además una modificación de la fuerza iónica
que afectará a los coeficientes de actividad y por consiguiente el valor de la constante de
equilibrio. Este efecto tiene una considerable importancia, como ya se ha visto, en el caso de la
adición de electrolitos fuertes a electrolitos débiles.
Nota: Los esquemas han sido tomados de “Química Analítica Cualitativa” ; F. Burriel, S. Arribas,
F. Lucenas, J. Hernandez, Duodécima Edición. Paraninfo, Madrid, 1985.
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ASPECTOS CUALITATIVOS DE LA QUIMICA ANALITICA
El análisis cualitativo identifica una propiedad del analito o sus productos de reacción, el
análisis cuantitativo lo mide numéricamente y el análisis estructural lo interpreta.
Para llevar a cabo un análisis cuantitativo es preciso tener un conocimiento cualitativo previo,
no solo sobre el analito sino sobre las otras especies presentes en la muestra (matriz) que pueden ser
interferentes en el proceso analítico.
ANÁLISIS ESTRUCTURAL
ANÁLISIS CUANTITATIVO
ANÁLISIS CUALITATIVO
Tomado de Principios de “Principios de Química Analítica”; Miguel Valcárcel,
Editorial Springer-Verlag Ibérica, S.A., Barcelona, 1999.
Análisis Cualitativo
Este es el primer eslabón de las tres finalidades de la Química Analítica, según la información
requerida. No se puede cuantificar sin conocer previamente si está o no presenta el analito en la
muestra. El análisis cualitativo tiene como objetivo la identificación del analito (átomos, iones,
moléculas o grupos químicos) presente en la muestra sometida al proceso analítico. La palabra
identificación se emplea comúnmente para describir el proceso analítico cualitativo, implica un
reconocimiento a través de las características químicas o físico-químicas del analito o su producto de
reacción. La palabra determinación es empleada usualmente en el ámbito del análisis cuantitativo.
La forma más habitual de información cualitativa es la que origina una respuesta binaria
Si/No, la cual reduce considerablemente la incertidumbre, según sea su nivel informativo. La demanda
de información (bio)química se concreta en importantes respuestas binarias tales como: ¿ está o no
contaminada esta muestra? ¿hay o no hay aditivo prohibido? ¿ha ingerido o no drogas el atleta? etc.
Esta respuesta binaria, aparentemente tan simple, tiene siempre connotaciones cuantitativas.
En definitiva, se trata de comparar datos que corresponden a cantidades del analito. Debe tenerse
presente que la posibilidad de detectar pequeñas concentraciones, está marcada por el límite de
detección, por lo que la respuesta es Si/No existe el analito por encima o por debajo de la
concentración límite característica del proceso analítico aplicado.
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Estu
Licencia
cenciatura en Bioquímica
El proceso de medidaa química
quím (PMQ) para generar información cualitativa
itativa toma en la práctica
diferentes denominaciones, tales como
c
“test”, “ensayo”, “screening”, en lugar
ar de análisis.
a
Tipos de Respuesta binaria
El nivel informativo de una
un respuesta binaria puede variar significativamen
ivamente. Si se representa
el nivel creciente de información
ación cualitativa, puede verse que la respuesta
ta binaria
bin
más simple se
concreta en la identificación
ción de
d un analito en la
NIVEL DE
INFORMACIÓN
RESPUESTA
A BIN
BINARIA
muestra. La información cualitativa
cualita
puede requerir
Identificación simple
que se tenga en cuenta la existencia
existe
del analito por
Identificación y estimación
ación cuantitativa
encima o por debajo de un
n límite
límit de concentración,
Identificación discriminada
inada químicamente
en este caso el nivel de inform
nformación es mayor. Es
Identificación discriminada
inada en el espacio
cada vez más frecuente la necesidad
ne
de ofrecer
Identificación discriminada
inada en el tiempo
información cualitativa discriminada
discri
sobre las
diferentes formas en quee puede
pue
encontrarse un
analito en la muestra (especiaci
iación).
Características de la respuesta
esta Binaria
B
Tomado de Princip
rincipios de “Principios de Química Analítica”; Miguel Valcárce
árcel,
Editoria
ditorial Springer-Verlag Ibérica, S.A., Barcelona, 1999.
Área de Química Analítica
30
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Representatividad
La respuesta SI/NO debe ser representativa de la muestra ensayada, del objeto del que
procede, del planteamiento del problema analítico y de la demanda informativa.
Exactitud – Precisión
Si en el ámbito genérico ambas propiedades están relacionadas, en Análisis Cualitativo
esta relación es más intensa. Ello da lugar a que surja una nueva propiedad denominada fiabilidad,
que puede definirse como porcentaje de aciertos de los ensayos realizados en alícuotas de la
misma muestra al identificar un analito, que depende críticamente de dos propiedades básicas:
sensibilidad y selectividad
Sensibilidad y Selectividad de las reacciones
Un ensayo analítico está caracterizado, en cuanto a su calidad, por dos conceptos
fundamentales: sensibilidad y selectividad.
La sensibilidad hace referencia a la cantidad o concentración mínima de especie química
detectable en un ensayo.
La selectividad a la interferencia de unas especies químicas en la detección de otras.
♦ Sensibilidad
La sensibilidad expresa la cantidad o concentración mínima de una sustancia que se puede
identificar con una determinada reacción. Se puede cuantificar mediante dos parámetros: límite de
identificación y concentración límite. Nunca podrá identificarse una analito cuya concentración se
encuentre por debajo del límite de detección característico del Proceso de Medida Químico (PMQ).
El límite de identificación es la cantidad mínima de sustancia, normalmente expresada en
µg, que puede reconocerse en un ensayo. Esta forma de expresar la sensibilidad es poco significativa
ya que no se hace referencia al volumen de disolución en el que se realiza el ensayo, siendo evidente
que para un mismo límite de identificación la sensibilidad será mayor cuanto mayor sea el volumen
que ocupe la cantidad identificada. Por ello es preferible indicar la sensibilidad mediante una
concentración.
Concentración limite es la mínima concentración de especie a la cual un ensayo aún resulta
positivo. Suele expresarse en gramos por mililitro o en partes por millón, ppm. Al valor inverso de la
concentración límite se llama dilución límite y expresa una dilución por encima de la cual la reacción
ya no es positiva.
La definición más general de la sensibilidad S, es la relación de la señal con la concentración o
variación de la señal analítica, x, con la concentración, C, de analito:
S = x/C
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31
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Factores que influyen sobre la sensibilidad
Son numerosos y entre ellos exponemos aquéllos cuya influencia es más notable. En general
con el control de estos factores, se pretende un aumento de la sensibilidad, bien por eliminación de los
factores negativos que la disminuyen o bien utilizando procedimientos químicos o físicos que la
incrementen.
En la sensibilidad influyen factores químicos como el grado de desplazamiento y la velocidad
de la reacción; factores físicos como el color, la forma cristalina de precipitados, y también las
condiciones en que se realiza la reacción, como temperatura, acción de la luz, soporte físico, etc.
1- Influencia del desplazamiento de la reacción
Si se va a identificar una especie E mediante la adición de un reactivo R que origine e1
producto de reacción P
E+R
P
Es evidente que la sensibilidad de la reacción dependerá de la estabilidad termodinámica de P,
esto es, del grado de desplazamiento de la reacción. Cuanto más estable sea P (precipitado más
insoluble, complejo más estable, etc.) más fácil será obtenerlo con pequeñas concentraciones de la
especie E.
Por lo tanto, en principio, serán deseables reacciones muy desplazadas que originen productos
de reacción muy estables.
Sin embargo, la mayoría de las veces, más importante que la estabilidad del producto formado
es su perceptibilidad, ya que de poco sirve obtener un producto muy estable o en elevada
concentración si no es fácilmente perceptible. Más importante que la cantidad o concentración de
especie obtenida son las propiedades físicas que permiten su percepción.
Así, por ejemplo, el ion SCN- forma con el Fe3+ complejos color rojo, muy poco estable; y con
el Hg2+ un complejo incoloro, muy estable. El complejo con Fe es muy poco estable, pero permite
identificar al Fe3+ debido a su intenso color rojo, aún cuando esté en pequeña concentración. Por el
contrario, el complejo con Hg, muy estable, no tiene ninguna utilidad para fines de identificación
debido a que es incoloro y no es perceptible.
2- Influencia del color
Cuanto mejor se distinga el color del producto de reacción (precipitado, complejo, producto
redox) del color de los reactivos más sensible será la reacción de identificación; de ahí que siempre se
procuren elegir aquellas reacciones que originan productos fuertemente coloreados, o buscan
procedimientos para que aquellos productos incoloros o con débil color como hidróxidos de aluminio
o magnesio, resulten más perceptibles por la formación de lacas coloreadas.
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3- Influencia de la técnica empleada
La sensibilidad de una reacción puede variar según sea el soporte empleado para su
realización, aunque se mantengan invariables los restantes factores experimentales.
En general, las reacciones efectuadas sobre papel de filtro son más sensibles que las realizadas
en tubo o placa de gotas, y esta sensibilidad aún se acrecienta más si el papel previamente se impregna
con el reactivo. Este hecho es debido a que sobre el papel se ponen de manifiesto fenómenos de
adsorción que no ocurren en otros soportes no porosos. En los papeles reactivos una gota de problema
reacciona inmediatamente, y si el producto de la reacción es sólido, al quedar excluida la difusión
capilar, el enriquecimiento local hace apreciables muy pequeñas cantidades de sustancia a identificar.
4- Influencia de la extracción
La extracción líquido-líquido, utilizando disolventes orgánicos no polares, constituye uno de
los mejores medios de aumentar la sensibilidad de una reacción cuyo producto es susceptible de ser
extraído.
Desplazamiento del equilibrio y estabilización: Al extraerse una especie y disminuir su
concentración en la fase acuosa, todos los equilibrios se desplazan hacia su formación,
aumentando consiguientemente su estabilidad.
Concentración de la especie: Si el volumen de extractante es inferior al de la fase acuosa, y el
coeficiente de reparto es favorable, la fase orgánica contiene ahora una concentración de ion
metálico superior a la que había en la fase acuosa.
Cambio y aumento de color: E1 color de la especie extraída es diferente y más intenso que el
que tenía la mezcla de complejos en fase acuosa.
5- Influencias de sustancias extrañas
En general, las sustancias que acompañan al producto que se identifica, disminuyen la
sensibilidad del ensayo de identificación, aún cuando estas no reaccionen con el reactivo. Pero si
reaccionan con él, originando productos análogos en color o forma a la reacción de identificación, es
necesaria su separación previa, o su inactivación por enmascaramiento.
Si reaccionan con el reactivo pero sin originar productos perturbadores, entonces es necesaria la
adición de un exceso de reactivo.
♦ Selectividad de las reacciones
La selectividad expresa el grado de interferencia de unas especies químicas en la
identificación de otras. Las técnicas analíticas de separación de especies de forma individual o por
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grupos, es una alternativa bastante frecuente en el PMQ con fines cualitativos; en este contexto la
selectividad se refiere a la separación en sí.
E1 caso más favorable de selectividad es aquél en el que ninguna otra especie interfiere una
reacción de identificación y ésta es completamente característica de la sustancia con la que reacciona,
se dice entonces, que dicha reacción es especifica. Cuando la reacción es común y característica de
pocas sustancias se la denomina reacción selectiva.
Los reactivos selectivos y específicos se engloban en la denominación común de reactivos
especiales. Esta clasificación de los reactivos tiene cierta flexibilidad. Así, según las condiciones del
ensayo, una reacción selectiva puede hacerse específica y otra general puede ser selectiva e incluso
específica. Por ejemplo, e1 amoníaco en disolución, es un reactivo general porque precipita numerosos
hidróxidos y sales básicas; pero también es selectivo de los iones Cu2+ y Ni2+; con lo que forma
complejos aminados de fuerte color azul, y puede constituir una reacción específica para el ion cúprico
en ausencia de níquel.
Enmascaramiento de iones: Las reacciones específicas son muy pocas, en la realidad casi siempre
existen iones perturbadores de la reacción. Una manera de eliminar esta acción perturbadora es la
eliminación de los iones interferentes separándolos como precipitado insoluble. Este es el proceso
seguido en los métodos clásicos de análisis: precipitación en grupos mediante reactivos de selección
para que la presencia de sus iones no moleste la identificación de los siguientes. Pero en Química
Analítica existen otros recursos que puede aprovecharse con eficacia como son la extracción, e1
intercambio iónico o las separaciones por cromatografía.
E1 proceso mediante el cual se aumenta la selectividad de las reacciones
eliminando las interferencias de los iones molestos por medios sencillos y rápidos que aventajen a la
clásica separación por precipitación, recibe el nombre de enmascaramiento, ocultación o
inmovilización de iones.
Una especie puede enmascararse por cualquier procedimiento que disminuya su concentración
en tal medida que dicha especie ya no reaccione o que su producto de reacción no sea apreciable. Para
ello se pueden utilizar reacciones ácido-base, de oxidación-reducción y de formación de complejos,
siendo estas últimas las más utilizadas.
En el enmascaramiento por formación de complejos la especie interferente se incorpora a un
complejo suficientemente estable. Por ejemplo, en la reacción de VOGEL para cobalto, en la que se
forma el complejo azul Co(SCN)42-, perturba el Fe3+ que por formar el complejo Fe(SCN)2+, de color
rojo, que impide la apreciación del azul del compuesto de cobalto. Sin embargo, basta adicionar
fluoruro, tartrato, fosfato o pirofosfato, ligandos con los que el Fe3+ forma complejos más estables que
con el tiocianato, para que desaparezca el color rojo y sea perfectamente apreciable el color azul del
cobalto.
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TIPOS DE IDENTIFICACION CUALITATIVA
Las técnicas analítica implicadas en el análisis cualitativo pueden ser los sentidos humanos
(Análisis Clásico) o un instrumento (Análisis Instrumental), la diferencia entre estos se basa en el
tipo de instrumento empleado para producir / adquirir la señal.
CLÁSICO
ANÁLISIS CUALITATIVO
INTRUMENTAL
El análisis cualitativo clásico se fundamenta en el empleo de los sentidos humanos,
principalmente vista y olfato, para poner de manifiesto la presencia de un analito mediante el empleo
de reacciones químicas (ácido-base, oxido-reducción, formación de complejos o precipitación),
bioquímicas o inmunológicas, que generan un producto identificado por los sentidos humanos, a través
de un cambio bien definido (formación de un gas, un precipitado, un color diferente).
La identificación de un analito en análisis cualitativo clásico se basa en la comparación del
comportamiento en el sistema químico de un estandar del analito, de un blanco y de una muestra en la
que puede estar o no estar el analito.
El análisis cualitativo clásico puede clasificarse atendiendo a diferentes criterios, según se muestar en
el siguiente esquema:
Con separaciones
Según el
procedimiento
Sin separaciones
ANALISIS CUALITATIVO CLÁSICO
De grupo
Reconocimiento
Enmascarantes
Según los reactivos
empleados
Inorgánicos
Orgánicos
Bioquímicos
Inmunológicos
Según naturaleza de
los analitos
- Inorgánicos
- Orgánicos
- Bioquímicos
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En el análisis cualitativo instrumental las características físisco-químicas del analito o de su
producto de reacción son transformadas en señales medibles por instrumentos ópticos,
electroanalíticos, térmicos, magnéticos, etc., que son utilizadas para su identificación. El potencial de
la instrumentación confiere al análisis cualitativo instrumental una mayor fiabilidad y campo de
aplicación.
La identificación depende de la comparación de la señal que se obtiene del instrumento al
someter al proceso analítico a tres alícuotas de:
1- Un estandar, que contiene al analito.
2- Un blanco que no contiene al analito.
3- Una muestra que puede o no contener al analito.
En la figura 1 se muestran los espectros de emisión de fluorescencia de dos especies A y B
que permiten ser identificadas midiendo la radiación emitida a diferentes longitudes de onda, 420 nm
para A y 565 nm para B.
Intensidad de Fluorescencia
Figura 1
B
A
200
300
400
500
600
λ nm
Estándares en Análisis Cualitativo Clásico
Como ciencia metrológica la Química Analítica se basa en la medición de parámetros. Medir
es comparar y para comparar es preciso tener referencias denominadas patrones o estándares. Si el
instrumento de medida es el cuerpo humano, como en el caso del análisis cualitativo clásico,
previamente el analista debe haber grabado en su mente la respuesta de un referente (estandar).
Estándares cualitativos: el análisis cualitativo clásico se basa en la relación señal/propiedad
del analito. El producto de una reacción química es identificado previamente por el operador mediante
el empleo de estándares puros del analito, una vez grabado en el cerebro del operador las
características del producto, se realiza el test de reconocimiento en una muestra que finalmente se basa
en la decisión humana de si este producto es igual o no al que ha originado el estandar.
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Ejemplo: el olor característico del ácido sulfhídrico (H2S) debe conocerse para identificar la
presencia de sulfuros en una muestra, para lo cual se añade ácido clorhídrico a la misma, originándose
como producto ácido sulfhídrico que es volátil, generando un olor muy típico.
S2- + 2 H+
H2S
Si el químico analítico no hubiera conocido previamente este olor, no podría haberlo
identificado en la muestra tratada. Para ello, ha debido realizar un ensayo con sulfuro sódico (estandar)
al que ha añadido HCl.
Calibración en Análisis Cualitativo
Calibración instrumental: se realiza con estándares que no contienen el analito para asegurar el
perfecto funcionamiento del instrumental a usar con fines cualitativos.
Calibración metodológica: se lleva a cabo con estándares que contienen el analito para establecer una
relación clara entre la característica físico-química que se va a detectar en el analito o su producto de
reacción y la señal.
La identificación implícita en análisis cualitativo se soporta a través de estandares, mediante la
calibración metodológica.
a) Cuando el análisis se basa en la relación señal/propiedades del analito (o producto), como en
el caso del análisis cualitativo clásico, el producto de una reacción química (gas o sólido) es
previamente identificado por el operador mediante el empleo de estándares puros del analito.
Una vez grabado en el cerebro, las características del producto (olor, color, textura, etc.) se
realiza el “test” de reconocimiento en una alícuota de la muestra.
b) En análisis cualitativo instrumental se obtienen dos conjuntos de datos (parámetros
instrumental/señal) con el estandar y la muestra, que se comparan entre sí. La identificación es
tanto más fiable cuanto más completa es la similitud y mayor es el número de datos
implicados.
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DISOLUCION DE MUESTRAS SÓLIDAS
La mayoría de los métodos separativos y determinativos utilizados en el análisis químico, se
llevan a cabo en solución, por lo que las sustancias sólidas se deben disolver convenientemente para
poner en solución los elementos de interés. Esta solución por lo general es acuosa, sobre todo si se
trata de materiales inorgánicos. Por otra parte, el hecho de conocer la solubilidad de una muestra,
parcial o total, es un dato importante para dilucidar la naturaleza del material.
La manera de poner un material en solución depende fundamentalmente de la NATURALEZA
de la muestra y la CARACTERISTICA del componente a determinar. Puede ocurrir que se desee
determinar el contenido de Na en una muestra heterogénea donde este elemento está contenido
solamente en una sal como el NaCl. Entonces, nos debe preocupar únicamente la puesta en solución
del NaCl y en dicha solución hacer la determinación correspondiente.
Las sustancias empleadas habitualmente como disolventes incluyen:
1. agua
2. ácidos concentrados y diluidos
3. mezclas de ácidos ( agua regia )
4. sustancias sólidas ( fundentes )
Algunos autores denominan DISOLUCION de una muestra, al proceso que utiliza un solvente
líquido (generalmente acuoso), y a temperaturas inferiores a los 100 °C, para poner en solución los
elementos deseados.
El término DISGREGACION se utiliza para expresar una acción más enérgica, tanto en
relación a la temperatura y presión, como a la característica de la sustancia empleada en tal caso.
Habitualmente se emplean en este procedimiento ácidos fuertes concentrados, solos y en mezclas, a
temperaturas por encima de los 120 °C, mientras que en el caso de los sólidos fundidos, las
temperaturas pueden sobrepasar los 1000°C. Con ambas sustancias, las cantidades del reactivo
empleadas son muy altas. En este término se incluye también el tratamiento de la muestra con
sustancias gaseosas, tal es el caso del uso de Cl2. También corresponde mencionar aquí el uso de
sistemas cerrados bajo presión (bombas Parr) donde se utilizan ácidos como disgregantes a
temperaturas moderadas y elevadas presiones (aproximadamente entre 70 y100 atm y hasta 300 atm).
DISOLUCION
Un orden creciente de severidad de una técnica de disolución sería:
agua, agua caliente, ácidos diluidos, ácidos concentrados y agua regia.
Cada sustancia empleada como disolvente se la debe utilizar primero en frío y después en caliente, y
para cuando se trata de ácidos, primero diluido y posteriormente concentrado. Si se desea comprobar
que se ha disuelto parte del material, se evaporan unas gotas de la solución obtenida. Si aparece algún
depósito quiere decir entonces que efectivamente parte del material se disolvió. Cuando la solución se
ha hecho con ácidos concentrados, es necesario eliminar el exceso de ácido por cuanto puede ser
perjudicial en el procedimiento posterior.
Procedimiento
Una vez pesada la muestra se la coloca en un vaso de precipitación, el que debe cubrirse con un vidrio
reloj con el lado convexo hacia abajo. El solvente se agrega con mucho cuidado, utilizando para ello
una varilla de vidrio apoyada contra la pared del vaso a efectos de evitar salpicaduras.
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ENSAYOS DE SOLUBILIDAD
1. Agua
Al tratar de disolver una sustancia en agua y posteriormente calentar, además de observar la disolución
en si, se debe verificar el desprendimiento de gases tales como: O2, H2S, HCl , HBr, HI, H3N; puede
haber, además, un cambio de pH y formación de un compuesto insoluble.
2. HCl
Algunas sales (y compuestos naturales) desprenden gases cuando son tratados con HCl.
Dichas sales provienen de ácidos débiles, como es el caso del CaCO3. Los volátiles producidos en
estos casos son CO2, H2S. El reconocimiento de carbonatos en muestras naturales se hace
habitualmente por reacción con HCl, para observar el deprendimiento de CO2. La disolución con HCl
puede producir también compuestos insolubles: cloruros de Ag+, Pb2+, Hg22+. En general, el HCl es un
buen disolvente de los óxidos.
3. HNO3
El ácido nítrico, además de disolvente es un agente oxidante muy utilizado y en especial
cuando la muestra contiene materia orgánica. El HNO3 es un buen disolvente de los metales por
cuanto se combina la acción oxidante y la de ácido propiamente dicho.
Cu + 2 HNO3 + 2 H+ ⇒ Cu2+ + 2 NO2 + 2 H2O
4. HCl - HNO3 (3 volúmenes de HCl ∼ 12 M + 1 volumen de HNO3 ∼ 15 M )
Esta mezcla conocida con el nombre de agua regia, es un importante disolvente de sulfuros
metálicos, Au y Pt. Es una combinación de poder oxidante y complejante, al que se suma el de ácido
propiamente dicho.
En algunos casos se puede reemplazar la acción oxidante del HNO3 por KClO3
DISGREGACION DE RESIDUOS INSOLUBLES EN ACIDOS
En algunos casos puede quedar un residuo insoluble después de tratar una muestra con agua o
ácidos. En tal caso debe procederse a una disgregación, lo que permitirá una posterior disolución en
agua o ácidos.
Hay sustancias a las que inicialmente deben disgregarse en forma enérgica por cuanto el agua
o los ácidos no tienen efectos sobre ellas. Se incluyen aquí muchas muestras de origen natural (óxidos
de Al, Fe, Cr, etc y silicatos en general ).
La disgregación es un procedimiento por medio del cual, una muestra o residuo insoluble se pone en
contacto con otras sustancias sólidas, por lo general mezclas salinas, o con ácidos fuertes o sus
mezclas en condiciones muy enérgicas. En general, los disgregantes son sustancias muy reactivas a lo
que se le agrega la acción de la temperatura y en algunos casos de la presión (bombas Parr).
En las disgregaciones que utilizan sustancias sólidas como fundentes, la efectividad de la
operación se debe a las elevadas temperaturas de la misma, como también a la alta concentración de
reactivo.
Los fundentes alcalinos (Na2CO3, NaOH, Na2O2 ), se emplean para disgregar sustancias de
naturaleza ácida (ej. silicatos).
Los fundentes de naturaleza ácida (KHSO4) con sustancias alcalinas (Fe2O3).
Para las sustancias anfóteras, se emplean fundentes ácidos y básicos.
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Los fundentes oxidantes (Na2O2) se emplean frente a sustancias oxidables (FeO).
PRINCIPALES AGENTES DISGREGANTES
1. DISGREGACIÓN ALCALINA
I Alcalina simple
Disgregante: Na2CO3 o Na2CO3 - K2CO3 ( 1:1 )
Las sustancias que se disgregan en este caso son: sulfatos alcalinos térreos ( SrSO4 - BaSO4 ),
silicatos y SiO2, entre otros.
Si se emplea Na2CO3, la temperatura de fusión debe sobrepasar los 850 °C (punto de fusión
del carbonato). En cambio cuando se usa la mezcla Na2CO3 - K2CO3, la temperatura de fusión es 750
°C, pues forman un eutéctico con ese punto de fusión.
Disgregante: KOH - NaOH
Estos hidróxidos pueden emplearse como sólidos o soluciones concentradas. Las sustancias
que se disgregan son: halogenuros de Ag, cianuros, silicatos minerales que no se pueden atacar con
mezclas de ácidos.
II Alcalino-oxidante
Disgregante: Na2CO3 + KNO3 ( 5 : 2 )
Na2CO3 + Na2O2 ( 1 : 1 )
Con estas sustancias se disgregan: sulfuros y arsenosulfuros, sales de Cr anhidras o calcinadas
2. DISGREGACION ACIDA
Ácidos concentrados
Se emplean en este caso, H2SO4, HClO4, HCl, HF, solos o mezclados con otros ácidos.
Las sustancias que se pueden disgregar incluyen: mezclas inorgánicas y orgánicas, fosfatos naturales,
carbono, fósforo, fluoruros y fluorsilicatos
El H2SO4 concentrado y en caliente, solo o mezclado con otros ácidos (HNO3) se utiliza en la
disgregación de sistemas con materia inorgánica y orgánica, como los materiales biológicos, para la
determinación de iones metálicos. El ataque se hace en matraces tipo Kjeldahl, calentando
directamente a la llama. Este procedimiento es el que se conoce habitualmente como mineralización, y
es utilizado siempre que hay materia orgánica en cantidades importantes en la muestra.
El HClO4 también se usa en casos similares solo que al contacto con la materia orgánica puede
producir explosiones debido a la liberación violenta de gases, particularmente CO2. Por tal razón es
común usar inicialmente HNO3 o H2SO4, y una vez eliminado el reductor (materia orgánica ),
proseguir el ataque con HClO4.
MATERIALES EMPLEADOS
Cuando se realizan disgregaciones utilizando ácidos concentrados en caliente, los elementos
apropiados son:
Vidrio: si entre los ácidos no se encuentra el HF ( recordar que este ácido ataca el vidrio). La
temperatura con este material no debe superar los 500 °C (vidrio pyrex ).
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Teflón: utilizado en sistema abierto (vaso) o cerrado (tipo bomba Parr). Este material es muy
importante cuando la disgregación con ácidos emplea HF, ya que a diferencia del vidrio, no es
atacado. La temperatura máxima a que se puede usar el teflón es de 250 °C, por encima de la cual el
material se descompone. Las bombas tipo Parr, son vasos de teflón con tapa hermética, conjunto al
que se le coloca una cubierta de acero inoxidable que posee un cierre a rosca. Las disgregaciones se
realizan en medio ácido con HF y se utiliza fundamentalmente cuando se desea disolver silicatos.
Admite temperaturas de 120 °C, aunque hay algunas más robustas que toleran hasta 250 °C. No se
deben incluir entre los ácidos aquellos que reaccionen con el teflón, cual es el caso del HClO4.
Platino: Se puede utilizar con cualquier mezcla ácida excepto el agua regia que lo ataca .
Entre los crisoles empleados para las fusiones encontramos:
porcelana y cuarzo: disgregaciones con fundentes alcalinos, sean estos oxidantes, reductores o
sulfurantes.
platino: (punto de fusión: 1774 °C ) se realizan fusiones con Na2CO3; Na2CO3 + K2CO3;
Na2CO3 + KNO3. No debe aparecer cloruro en el medio puesto que ataca el Pt por formación de
K2PtCl6. Las disgregaciones ácidas con KHSO4 o con ácidos concentrados incluyendo el uso de HF, se
llevan a cabo también en crisoles o cápsulas de Pt. Por su importancia en el análisis y elevado precio,
los crisoles de Pt deben utilizarse con el debido cuidado.
DIGESTION DE MUESTRAS BIOLOGICAS
La cantidad de minerales en los alimentos se determinan mediante procedimientos analíticos
sobre las cenizas de las muestras incineradas. El proceso de incineración destruye los compuestos
orgánicos y libera los minerales existentes. Estos métodos no incluyen el contenido de nitrógeno de las
proteínas, ni otros elementos que se convierten en gases cuando se incineran los alimentos.
Los elementos vestigio que se consideran clínicamente relevantes en materiales biológicos
pueden clasificarse en tres grandes grupos:
1. Elementos vestigio esenciales: Ca, Cr, Cu, F, Fe, I, Mn, Mo, Se, Si, Sn, V y Zn.
2. Elementos vestigio no-esenciales usados terapéuticamente: Al, Au, B, Bi, Co, Ge, Li y Pt.
3. Elementos vestigio tóxicos y no-esenciales: Ag, As, Ba, Be, Cd, Hg, Ni, Pb, Sb, Te y Tl.
En el caso particular del cuerpo humano, los elementos que juegan un rol metabólico también
pueden dividirse en varios grupos:
1. Elementos presentes en grandes concentraciones: Na, K, Ca ,Mg
2. Elementos presentes en el nivel de ppm o más bajos, que actúan como carriers de enzimas: Zn,
Cu, Ni, Mn, Se, entre otros.
3. Elementos presentes en concentraciones variables y que se comportan como contaminantes: Pb,
Cd y Hg.
4. Elementos introducidos como parte de un tratamiento.
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Los elementos en sistemas biológicos están presentes en forma ligada a un compuesto
orgánico, el que está en “exceso” en forma apreciable. La eliminación de materia orgánica y
mineralización de estos elementos no solo es deseable sino que forma parte de una etapa crucial que
precede a las de separación y medida analítica. Los constituyentes orgánicos por lo general interfieren
tanto en la separación como en la medida.
Los elementos vestigio son eluidos desde la matriz orgánica hacia una solución acuosa o son
separados por volatilización de la materia orgánica. Esta última etapa, usualmente denominada
calcinación (ashing) comprende la eliminación de la materia orgánica por conversión a una forma
gaseosa. El residuo inorgánico contiene los elementos de interés.
Los métodos más importantes para transformar muestras biológicas como tejidos y fluidos
adaptables a los sistemas de nebulización y por ende apropiadas para técnicas instrumentales como
espectrometrías atómicas, se basan especialmente en la destrucción de la materia orgánica la que
puede ser mediante procedimientos por vía seca o húmeda. En cualquier caso el método empleado
debe hacerlo evitando todo tipo de contaminación, reteniendo los analitos en el residuo inorgánico y
extrayendo los componentes orgánicos de la muestra.
PROCEDIMIENTOS POR VIA SECA
Este procedimiento se lleva a cabo según dos procedimientos:
a. Elevadas temperaturas
Se realiza en un horno mufla y en varias etapas. La primera consiste en un secado a temperaturas
que oscilan entre 105 y 150 ºC, luego una precalcinación entre 200 y 400 ºC para finalmente proceder
al calcinado principal entre 450 y 550 ºC.
Si no se desean determinar elementos volátiles, el calcinado principal se puede realizar a
temperaturas próximas a los 800 ºC. Se debe poner especial cuidado en no elevar la temperatura en
demasía puesto que se pueden formar compuestos refractarios difíciles de disolver posteriormente por
los métodos tradicionales.
Las cenizas resultantes se pueden disolver en ácidos o mezclas de ellos. Se emplean habitualmente
HCl, HNO3 y H2SO4. Cuando la muestra tiene cantidades importantes de fosfatos y uratos, es
recomendable el empleo final de agua regia como disolvente.
La principal ventaja de este método es su simplicidad y las desventajas están relacionadas con las
pérdidas por volatilización, largos tiempos de calcinación y contaminación causada por las impurezas
introducidas por el aire y el container empleado para la calcinación como es el caso del vidriado con
óxido de Ti y Zn en los crisoles de porcelana.
b. Bajas temperaturas
Las temperaturas empleadas son de 100 a 200 ºC y se calcinan entre 1 y 5 g de muestra en una
atmósfera de oxígeno generada por un campo magnético de alta frecuencia. Es útil para aquellos casos
en que se desea evitar pérdidas de elementos volátiles como Pb y Cd.
PROCEDIMIENTOS POR VIA HUMEDA
Estos procedimientos incluyen la descomposición de muestras empleando ácidos oxidantes,
solos o en mezclas, en sistemas abiertos a presión atmosférica o en sistemas cerrados bajo presión.
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Esto último se hace con el fin de emplear temperaturas mayores que aquellas correspondientes al
punto de ebullición de los reactivos y originar presiones elevadas que aceleran el proceso.
Se suelen emplear además, agentes oxidantes auxiliares, tal es el caso del peróxido de hidrógeno,
los que destruyen la materia orgánica transformado la muestra en un residuo compuesto por sales que
son fácilmente solubles en ácidos diluidos.
a. Sistemas Abiertos
En estos sistemas se emplean los vasos comunes tipo erlenmeyer y Kjeldahl, con o sin
condensadores de reflujo. Cuando la muestra posea elementos volátiles a determinar, es conveniente
el empleo de frascos cuello largo a fin de evitar pérdidas.
El H2O2 es un reactivo de fuerte poder oxidante que se lo emplea comunmente en combinación con
el H2SO4.
b. Sistemas cerrados
En los sistemas cerrados, los ácidos utilizados se pueden calentar a temperaturas mayores
incrementando con ello el poder oxidante. Sin embargo, es limitado por la cantidad de muestra que
puede utilizarse, puesto que hay una liberación importante de gases con un incremento de la presión.
La cantidad de muestra que se emplea habitualmente es 500 mg.
En algunos casos se puede hacer una pre-digestión en la misma bomba con lo que se produce la
destrucción de gran parte del material orgánico. Esto permite a su vez incrementar la cantidad de
muestra.
Un aspecto importante de la digestión en sistemas cerrados es que se pueden determinar aquellos
elementos volátiles, los que bajo otras circunstancias pueden perderse. Esto se aplica en especial a
elementos formadores de hidruros como As, Sb, Se y Te.
PROCEDIMIENTO
Un procedimiento por “ vía húmeda “ adecuado para descomposición de muestras biológicas
consiste en la colocación de la muestra en un tubo de digestión (42 mm de diámetro y 300 mm de
alto) o en un matraz tipo Kjeldahl y agregar 50 mL de ácido nítrico concentrado. Se coloca un tubo
refrigerante de aire y se calienta a 60 ºC durante 12 horas. Se eleva luego la temperatura hasta 120 ºC
durante una hora y finalmente a 140 ºC pero sin el refrigerante para evaporar hasta unos 10 mL
aproximadamente. Se deja enfriar y se agrega con mucho cuidado ácido perclórico calentando
posteriormente hasta 220 ºC durante media hora y con el refrigerante colocado. Finalmente se retira
el refrigerante y se evapora hasta unos 2 ml aproximadamente. El residuo final se lleva a volumen
con agua destilada.
El tiempo total empleado en esta digestión lleva 18 horas.
El periodo de digestión y el aumento progresivo del poder oxidante, combinando ácidos y
temperaturas, evita la formación de compuestos volátiles (especialmente de As, Se y Sb) al mismo
tiempo nos da las condiciones enérgicas para romper los órgano compuestos más resistente. El único
elemento que se pierde con este método de digestión es el Hg.
DIGESTIÓN POR MICROONDAS
En el espectro electromagnético la radiación comprendida entre 300 y 300.000 MHz corresponde a la
energía de microondas. De estas frecuencias la más empleada para microondas científico e
industriales es 2450 MHz.
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La importancia de esta técnica es que se logran temperaturas y presiones elevadas en periodos de
tiempo muy cortos.
Se conocen dos tipos de equipos: 1) industriales y 2) domésticos.
Los primeros pueden ser totalmente automáticos, mientras que en los segundos no por lo que se
transforman en equipos de mucho cuidado por los accidentes.
Los reactores empleados se construyen de materiales transparentes a las microondas como PTFE,
policarbonato y polietileno.
Las VENTAJAS de ésta técnica pueden resumirse así:
1. Es muy eficiente
2. Es muy escasa la pérdida de volátiles
3. Se reducen considerablemente los tiempos
4. Permite la automatización.
Dentro de las DESVENTAJAS podemos citar:
1. Requiere equipo especial (incluidos los reactores).
2. Es un sistema riesgoso.
3. Se procesan pocas muestras.
4. Se requiere personal experimentado.
Un procedimiento típico para disgregación de muestras orgánicas con microondas es:
0,250 g de muestra más 1 mL de H2O2 y 3 mL de HNO3 concentrado se deja en reposo por 3
horas. Se expone a las microondas a mitad de su potencia por unos pocos minutos (2 a 5 minutos). Se
destapa el reactor para liberar presión (por seguridad) y se procede a entregar más energía por
microondas en periodos de 2 minutos hasta disolución total.
BIBLI0GRAFIA
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Fundamentals. John Wiley & Sons. 1987.
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