Métodos de análisis cuantitativo

METODOS DE ANÁLISIS CUANTITATIVO
Introducción
El conjunto de las técnicas operatorias puestas al servicio de la Química Analítica
constituye el Análisis Químico. La finalidad del análisis cuantitativo es conocer en qué
proporción se encuentran presentes determinados compuestos o elementos en una muestra y
en muchas ocasiones sus posibles relaciones químicas. Es por esto que deben conocerse
muy bien los conceptos de exactitud, precisión, reproducibilidad y por supuesto los
conceptos de errores en Química Analítica y que ya han sido estudiados en el primer tema
de esta asignatura.
La metodología empleada en Química Analítica se puede clasificar según diversos
criterios, siendo uno de los más utilizados los que distinguen entre métodos clásicos o
químicos y los que emplean algún instrumento diferente de la balanza y de la bureta.
Los métodos clásicos tienen como base la estequiometría y sus leyes. Consisten en medir
(masa o volumen) una muestra del material que se analiza y someterla a reacciones
químicas que tengan lugar de forma completa, deduciéndose la cantidad buscada del peso
de un producto de reacción (análisis gravimétrico) o de un volumen de reactivo consumido
(análisis volumétrico). Si el componente a determinar, o un derivado suyo, se libera en
forma gaseosa, se puede determinar su volumen (métodos volumétricos de gases), o bien su
peso (métodos gravimétricos de gases).
Se denominan métodos instrumentales al conjunto de procedimientos en los que la
identificación y/o medida se realiza sobre una variable de carácter físico, después de haber
sometido, en muchos casos, la materia en estudio a una interacción con un tipo de energía
(métodos ópticos, electroquímicos, térmicos, etc.).
Los métodos clásicos son más exactos, con errores normalmente iguales o inferiores
al 0.1% mientras que necesitan en general de una mayor cantidad de muestra para su
realización (concentraciones mayores de 0.001 M).
Los métodos instrumentales son menos exactos, con errores normalmente del orden del 1 al
5% pero se pueden alcanzar fácilmente concentraciones de 10-5 M e incluso, en algunos
métodos, inferiores.
Análisis Gravimétrico o Gravimetría
La medida que caracteriza a los métodos gravimétricos, es la de la masa, magnitud
carente de toda selectividad, ya que la poseen todas las especies químicas, lo que hace
necesario efectuar separaciones lo más perfectas posibles.
El análisis gravimétrico consiste, pues, en separar y pesar, en el estado de mayor
pureza, un elemento o compuesto de composición conocida que se encuentra en una
relación estequiométrica definida con la sustancia que se determina.
Según el procedimiento empleado para la separación, los métodos gravimétricos
se pueden clasificar en:
 Métodos de precipitación
 Métodos de extracción.
 Métodos con otras separaciones específicas.
Las fases de que consta el análisis gravimétrico por precipitación son:
1.
2.
3.
4.
5.
Toma y preparación de la muestra (disolución).
Precipitación
Filtrado y lavado del precipitado
Secado y calcinación
Pesada y cálculos.
1.Toma y preparación de la muestra.
La muestra no siempre consiste en una disolución acuosa. En el caso de una muestra
sólida debemos tomar una parte que sea representativa del total de la muestra (en función
de la estrategia de muestreo determinada) y posteriormente, disolverla mediante la técnica
más adecuada de disgregación o disolución.
2. Precipitación.
Definiremos como forma precipitada el compuesto insoluble que se forma en la
reacción entre la sustancia de interés y la del reactivo precipitante, y como forma
ponderable el compuesto que se pesa para obtener el resultado del análisis. Estas dos
formas pueden ser iguales o diferentes. Por ejemplo en la determinación de calcio con
oxalato, la forma precipitada será el oxalato de calcio, CaC2O4.H2O, y la forma ponderable
es el óxido de calcio, CaO, que se puede obtener al calcinarlo. Sin embargo, en la
precipitación de bario con sulfato, se precipita y se pesa como sulfato de bario, BaSO4, sin
experimentar cambios en su composición.
No todos los compuestos insolubles que puede formar un elemento pueden ser
utilizados en análisis gravimétrico. Sólo es posible utilizar un compuesto insoluble, en
la determinación gravimétrica de un elemento, si cumple una serie de condiciones; estas
condiciones son:
1. Solubilidad: El precipitado debe ser lo suficientemente insoluble para que la parte
soluble no afecte al resultado del análisis (0.0001 g/l).
2. Pureza: Las propiedades físicas del precipitado deben ser tales que los contaminantes se
puedan liberar por tratamientos sencillos, como puede ser el lavado.
3. Filtrabilidad: Debe ser posible aislar cuantitativamente el precipitado sólido de la fase
líquida por métodos de filtración sencillos y rápidos. Por eso son más convenientes los
precipitados de cristales grandes que no obturan los poros del filtro y además adsorben
menos sustancias de la disolución, son menos contaminables puesto que su superficie
específica es menor.
Para la forma ponderable, se deben cumplir también una serie de condiciones:
1. Composición química conocida: es totalmente necesario que la composición del
precipitado corresponda exactamente con su fórmula química, si no, es imposible realizar
los correspondientes cálculos del análisis.
2. Deben tener estabilidad química, es decir, no sea higroscópico, ni absorba CO2
atmosférico, que no se oxide fácilmente al aire, etc.
3. Peso fórmula elevado, es deseable que el contenido del elemento que se desea determinar
en el precipitado sea lo menor posible, puesto que los errores de determinación (errores de
pesada, pérdidas debidas a la solubilidad del precipitado o a la transferencia incompleta del
precipitado al filtro) perturbarán menos sobre el resultado final del análisis.
La precipitación consiste en añadir a la disolución que contiene el elemento a
determinar, otra del reactivo precipitante, de manera que éste quede en exceso para
desplazar el equilibrio hacia la formación del compuesto insoluble. Se considera que la
precipitación es completa, si la cantidad del compuesto a determinar que permanece en la
disolución se halla fuera de los límites de la precisión de la pesada, es decir, no supera los
0.0001 g.
3 Aislamiento del precipitado del resto de la disolución.
La filtración y el lavado son operaciones sumamente importantes de las que depende la
precisión del resultado. Hay dos técnicas generales de filtración:
 Con papel de filtro de peso de cenizas conocido, y
 Con placa filtrante.
La primera se utiliza cuando el precipitado se calcina, mientras que la segunda se utiliza
cuando éste se seca. Después de filtrar se lava el precipitado con objeto de eliminar las
impurezas adsorbidas en la superficie del precipitado y la disolución madre que lo
impregna. Si el precipitado se va a calcinar el líquido del lavado debe contener únicamente
sustancias volátiles. Si el precipitado se va a secar, deben utilizarse para el lavado, líquidos
que se eliminen totalmente por secado. Solamente en el caso que se sepa que no puede
haber pérdidas por solubilidad, se usará agua como solución de lavado, pero normalmente
se utilizan disoluciones que contienen el reactivo precipitante, o reactivos que eviten la
peptización o la solubilización del precipitado. La peptización hará que el precipitado pase
por el filtro muy fácilmente.
4. Secado y Calcinación.
Se seca o deja secar el precipitado en el filtro y se transfiere filtro y precipitado a un crisol,
que se ha llevado previamente a constancia de peso, y se calcina sobre un mechero y
después, si es necesario, en un horno eléctrico o mufla. El calcinado se realiza para quemar
el papel y eliminarlo y para que el compuesto pase a la forma ponderable (eliminación del
agua de cristalización, formación de otro compuesto con diferente estequiometría, etc).
Si se filtra sobre placa filtrante, se seca esta en la trompa de vacio y luego en la
estufa a 110-120ºC, para eliminar el agua adsorbida.
5. Pesada y cálculos.
Como normalmente no se pesa la sustancia a determinar si no un compuesto suyo, es
necesario calcular a qué cantidad de sustancia que se determina corresponde la cantidad
encontrada de precipitado. La relación entre el peso fórmula de la sustancia buscada y el
peso fórmula de la sustancia pesada es lo que se conoce como factor gravimétrico.
Multiplicando este valor por los gramos de la sustancia pesada obtenemos el
correspondiente valor en gramos de la sustancia buscada.
gsustancia buscada = gsustancia pesada * PF de sustancia buscada/PF sustancia pesada.
Ejemplos de factores gravimétricos:
Se busca el Fe3O4 y se pesa como Fe2O3: FG= 2PFFe3O4/3PFFe2O3
Se busca MgO y se pesa Mg2P2O7: FG=2MgO/ Mg2P2O7
Se busca P2O5 y se pesa Mg2P2O7: FG= P2O5/ Mg2P2O7
Ventajas y desventajas
Es la técnica analítica más antigua, y existe actualmente un prejuicio en contra de
ella de partede algunos químicos analíticos, que atribuyen a la gravimetría lentitud, escasa
sensibilidad yobsolescencia; esto requiere algún comentario.
a) La gravimetría es lenta: esta afirmación es cierta si nos referimos al tiempo transcurrido
entre el comienzo del análisis y la obtención del resultado, pero no lo es si se considera el
tiempo que le demanda al analista. La mayor parte del tiempo transcurre en operaciones
que, como digestión del precipitado, secado y calcinación, demandan poca o ninguna
atención del personal a cargo. Es además la única técnica absoluta, en el sentido de que no
requiere calibración; todos los otros métodos analíticos requieren alguna forma de
calibración previa, ya sea la determinación exacta de la concentración de un reactivo por
titulación frente a patrones de alta pureza en el caso de los métodos volumétricos, o la
construcción de una curva de respuesta del instrumento frente a varias soluciones de
patrones (curva de calibración) en el caso de los métodos instrumentales. La gravimetría, en
cambio, sólo requiere el conocimiento de la masa y composición química del producto
pesado y una tabla periódica para calcular su peso molecular y el del analito; por lo tanto es
la técnica adecuada cuando se debe analizar un número pequeño de muestras.
b) Especificidad y/o selectividad: un reactivo es específico cuando reacciona con un solo
analito; los reactivos específicos son una rareza, y la dimetilglioxima constituye un ejemplo
por producir precipitados insolubles sólo con Ni (II). Los reactivos son selectivos cuando
reaccionan con un número limitado de analitos, como el AgNO3 que produce precipitados
con cloruros, bromuros , yoduros y tiocianatos; la determinación de uno de estos aniones
requerirá la ausencia de los otros, o sea una separación previa. Si bien esto constituye
defectos de la gravimetría, las técnicas gravimétricas han sido desarrolladas de modo de
soslayarlos, y esto es común a todas las técnicas analíticas.
c) Exactitud y precisión: estas dos palabras, que en el lenguaje coloquial son sinónimos,
tienen significados diferentes en las ciencias experimentales. Un método es exacto cuando
la media de muchas determinaciones es muy cercano o coincidente con el valor real; un
método es preciso cuando los resultados de muchas determinaciones son muy cercanos
entre sí (es repetitivo). La exactitud y precisión de la mayoría de los métodos analíticos
dependen fuertemente de limitaciones de los instrumentos que emplean; esta limitación no
existe en el caso de la gravimetría dado que con balanzas analíticas convencionales
(balanzas semi – micro) pueden pesarse masas del orden de 100 mg con aproximaciones del
orden de 0.1 mg, o sea del 0.1 %. La exactitud y precisión de la gravimetría depende de
otros factores, como pérdidas por solubilidad del precipitado, errores por coprecipitación de
impurezas solubles y pérdida mecánica de precipitado en las operaciones como lavado y
filtrado. Por estas causas no es aconsejable aplicar métodos gravimétricos cuando la
concentración de analito en la muestra es menor a 0.1%; pero cuando ese valor excede al 1
% la gravimetría es sin duda la técnica más exacta de la Química Analítica. Por ese motivo
ha sido (y sigue siendo) empleada en las determinaciones de pesos atómicos.
Si hojeamos un libro de Química Analítica Básica de hace 50 años encontraremos
que la mitad estaba dedicada a gravimetría y el resto a volumetría; a las técnicas
instrumentales solo se le dedicaba algún capítulo. Gravimetría y volumetría constituyen
actualmente lo que ha dado en llamarse Química Analítica Clásica, en contraposición a la
Química Analítica Instrumental. Esta ha tenido un desarrollo tan grande en el tiempo
transcurrido que en la actualidad se le dedica la mitad o incluso más del curso. En
consonancia con esas tendencias, nuestro tratamiento del tema se limitará a unas pocas
técnicas gravimétricas representativas.
Aplicación de los métodos gravimétricos
Determinación gravimétrica de sulfato
El sulfato se determina por precipitación como sulfato de bario por adición de un
exceso de solución de cloruro de bario a una solución acuosa de la muestra, previamente
acidificada con ácido clorhídrico, a temperatura cercana a la de ebullición. El precipitado es
digerido en contacto con las aguas madres en caliente por 30 - 60 min, se filtra por papel
analítico de poro fino y se transfiere a un crisol de porcelana, previamente calcinado y
pesado. Se calcina a 800-900°C y se pesa como BaSO4. La técnica se emplea con muestras
inorgánicas, y también para determinar azufre orgánico previa conversión a sulfato en
bombas de oxígeno diseñadas con ese fin. El sulfato de bario es un precipitado cristalino,
fácilmente filtrable si es correctamente digerido.
Solubilidad del sulfato de bario
El sulfato de bario es escasamente soluble en agua; de acuerdo con su Kps a 25°C,
Kps = [Ba+2] [SO4-2 ] = 1.08 x 10-10
su solubilidad en agua destilada es
S = [ Kps]1/2 = 1 x 10-5 M = 2.3 mg/L
y aumenta ligeramente con la temperatura: aproximadamente 4 mg/L a ebullición. Su
solubilidad en las condiciones en que es precipitado es diferente porque:
a) la solución se acidifica con HCl, y
b) se adiciona un exceso de ion Ba+2. Supongamos que hemos pesado la cantidad de
muestra que contiene aproximadamente 200 mg de SO4-2; ésta es una cantidad adecuada,
aproximadamente 2.1 mmol, que producirá 490 mg de BaSO4 al precipitar, masa para la
cual el error de pesada es despreciable. La muestra se disuelve en aproximadamente 200
mL de agua y se agregan 2 mL de HCl concentrado (12M). La técnica prescribe adicionar
cloruro de bario en un exceso del 10% respecto de la cantidad estequiométrica, que en este
caso serían 2.3 mmoles (o sea aproximadamente 9.2 mL del reactivo 0.25 M). Luego de
precipitar tendríamos en los 200 mL de solución las siguientes concentraciones:
[H+ ] = (2 mL x 12 M)/200 mL = 0.12 M
[Ba ] = (2.3 mmol - 2.1 mmol)/200 mL = 10-3 M (despreciando la solubilidad del BaSO4)
Siendo el sulfúrico un ácido relativamente débil en su segunda etapa de ionización,
debemos considerar los equilibrios:
BaSO4 (s) . Ba+2 + SO4-2 Kps = 1.8 x 10-10
HSO4- . H+ + SO4-2
Ka2 = 1.2 x 10-2
Un BM para las especies del sulfato, despreciando la contribución del H2SO4 por
razones obvias, indica:
S = [SO4-2] + [HSO4-] = [SO4-2] {1 + ([H+] / Ka2 )}
donde S representa la solubilidad del BaSO4, dado que el precipitado es la única fuente de
estos iones.
Dado que existe equilibrio con el precipitado, la anterior ecuación podrá escribirse:
S = ( Kps / [Ba+2] ) {1 + ([H+] / Ka2 )}
+2
Utilizando los valores calculados para [H+] y para [Ba+2], obtenemos
S = (1.08 x 10 -10 / 10-3) {1 + ( 0.12 / 1.2 x 10-2)} = 1.2 x 10-6 M
Como se supuso un volumen total de 200 mL, la masa de SO4-2 perdida por
solubilidad será 1.2 x 10-6 M x 200 mL = 2.4 x 10-4 mmol = 0.023 mg de SO4-2
Esto representa el error absoluto, y como significará un resultado experimental
menor que el real, se le asigna signo negativo. El error porcentual ocasionado por la
solubilidad del sulfato de bario será
ε % = (- 0.023 mg/200 mg) 100 = - 0.012 %
o sea que se trata de un error muy bajo.
El BaSO4 precipitado en las condiciones descriptas y envejecido por contacto con
las aguas madres en caliente es cristalino, y no existe peligro de peptización; por eso se
aconseja su lavado con agua caliente. Como su solubilidad en agua a temperatura cercana a
la de ebullición es del orden de 4 mg /L, si lavamos el precipitado con 100 mL de agua
habrá, en el peor de los casos, una pérdidaadicional de 0.4 mg, o sea
ε % = (- 0.4 mg/490 mg) 100 = - 0.081 %
donde 490 mg es la masa de sulfato de bario correspondiente a 200 mg de sulfato.
Evidentemente, la solubilidad del sulfato de bario introduce errores despreciables en la
determinación de sulfato por gravimetría.
Análisis Volumétrico o Volumetría
En el análisis volumétrico se mide el volumen de una disolución de concentración
exactamente conocida que se necesita para reaccionar, de forma completa, con el analito
(sustancia a analizar). Los métodos volumétricos tienen la misma exactitud que los
gravimétricos, pero tienen la ventaja de ser más rápidos y cómodos. Además, la misma
naturaleza de estos métodos permite trabajar con muestras más pequeñas o con disoluciones
más diluidas.
Se entiende por disolución estándar de reactivo a la disolución de reactivo de
concentración conocida que se utilizara para realizar un análisis volumétrico. Por
valoración entendemos el proceso por el cual se añade lentamente una disolución estándar
de reactivo, desde una bureta, a una disolución de analito, hasta que la reacción entre los
dos sea completa. El volumen gastado para llevar a cabo la valoración se determina por
diferencia entre las lecturas final e inicial de la bureta.
Punto de equivalencia y punto final
El punto de equivalencia es el punto de la valoración en el que la cantidad añadida
de reactivo estándar (reactivo valorante) equivale exactamente a la de analito en la muestra.
El punto final es el punto de una valoración en el que se produce un cambio físico
asociado a la condición de equivalencia química. Normalmente este punto final se detecta
añadiendo un indicador a la disolución de analito, con el fin de obtener un cambio físico
observable (punto final). En la región del punto de equivalencia ocurren grandes cambios
de la concentración relativa de analito y valorante, estos cambios de la concentración hacen
que el indicador cambie de aspecto. Cambios típicos de indicador son un cambio de color,
aparición o desaparición de un color y la aparición o desaparición de turbidez.
En los métodos volumétricos el error absoluto de valoración (Ev) viene dado por:
Ev= Vpf - Vpe
Siendo Vpf el volumen de reactivo en el punto final y Vpe el volumen teórico de
reactivo para alcanzar el punto de equivalencia.
También pueden utilizarse sistemas de medida instrumentales para detectar el punto
final de una valoración.
Condiciones que deben cumplirse en la reacción química
Las condiciones que debe reunir una reacción química para poder ser utilizada como
base en un método volumétrico son:
1. Debe ser completa, es decir cuantitativa
2. Ser rápida
3. Ser estequiométrica, es decir debe existir una reacción bien definida y conocida
entre el analito y el reactivo valorante
4. Debe existir un procedimiento sencillo para poner de manifiesto el punto final de la
valoración.
Patrones primarios
Un patrón o estándar primario, es un compuesto de elevada pureza, que sirve como
material de referencia en todos los métodos volumétricos. La exactitud de estos métodos
depende críticamente de las propiedades de este tipo de compuestos. Los requisitos de un
estándar primario son:
1. Elevada pureza. Se toleran impurezas de 0.01 a 0.02 % si son conocidas
exactamente.
2. Estabilidad al aire y a las temperaturas normales de secado.
3. Que no tenga moléculas de hidratación.
4. Que sea fácil de adquirir, y a coste moderado.
5. Que sea fácilmente soluble en el medio de valoración.
6. Que tenga un peso fórmula elevado, para que sean mínimos los errores de pesada.
El estándar primario debe ser secado antes de su pesada.
Disoluciones estándar: preparación
La disolución estándar ideal para un método volumétrico debe ser suficientemente
estable de forma que solo se necesite determinar una vez su concentración, que reaccione
completa y rápidamente con el analito a valorar y que reaccione lo más selectivamente
posible con el analito de acuerdo con una ecuación ajustada sencilla.
La exactitud de un método volumétrico no puede ser mejor que la exactitud de la
concentración de la disolución patrón utilizada en la valoración. Son dos los métodos más
utilizados para la preparación de disoluciones estándar:
Método directo: se usa si se dispone de un compuesto estándar primario. Una vez
seco el patrón, se pesa con exactitud una determinada cantidad del compuesto, se disuelve,
se diluye y se enrasa cuidadosamente a un volumen exactamente conocido, en un matraz
aforado.
Método indirecto: se usa cuando el compuesto químico no es un patrón primario. Se
prepara una disolución de concentración aproximada y se estandariza frente a un patrón
primario. La estandarización es un proceso por el cual se determina la concentración exacta
de una disolución, utilizando la disolución para valorar una cantidad conocida de otro
reactivo. La disolución valorante obtenida de esta forma se denomina disolución patrón o
estándar secundario.
Clasificación de los métodos volumétricos
Los métodos volumétricos de análisis, se clasifican principalmente en función del
tipo de reacción química utilizada, dividiéndose en cuatro clases principales:
 Valoraciones ácido-base. Se efectúa una reacción de neutralización en la cual un
ácido reacciona con una cantidad equivalente de base. El valorante es siempre un
ácido o una base fuerte, siendo el analito una base o ácido fuerte o débil. Las curvas
de valoración se construyen representando el pH de la disolución frente al volumen
de reactivo añadido. Los indicadores utilizados suelen ser ácidos o bases débiles de
intensos colores.
 Valoraciones de oxidación-reducción. En este tipo de valoraciones se produce una
reacción de transferencia de electrones entre el analito (sustancia a valorar) y el
agente valorante. La reacción que discurre entre ambos debe ser de cinética alta,
puesto que de su velocidad depende la obtención de buenos resultados. Por otra
parte debe disponerse de un medio que permite observar el punto final de la
valoración. Estos indicadores pueden ser de muy diversos tipos, pero por lo
general,son sustancias con características redox y cuya forma oxidada y reducida
tienen diferente color. El valor del potencial normal del indicador tiene que estar
entre lospotenciales normales de los dos sistemas, para que viere cerca del punto de
equivalencia de la valoración.
 Valoraciones de precipitación. Están basadas en reacciones en las que se forman
compuestos de baja solubilidad. La mayoría de los precipitados se forman
lentamente lo que hace que se disponga de pocos agentes precipitantes para su
aplicación en valoraciones. El nitrato de plata es el reactivo precipitante más
importante y uno de los más utilizados en la determinación de halogenuros, SCN-,
CN- y CNO-. Los métodos volumétricos que utilizan el nitrato de plata como agente
valorante reciben el nombre de argentométricos.
 Valoraciones de formación de complejos. Los reactivos que forman complejos se
utilizan ampliamente en la valoración de cationes metálicos. Los más empleados
son compuestos orgánicos que tienen varios grupos donadores de electrones capaces
de formar numerosos enlaces covalentes con iones metálicos. Como indicadores
químicos se utilizan colorantes orgánicos que forman quelatos coloreados con los
iones metálicos. El negro de eriocromo T es de los más utilizados, cuyos complejos
con los iones metálicos son generalmente rojos, presentado un cambio de coloración
en función del pH del medio en el que se realice la valoración puesto que la especie
libre es roja/azul/naranja en función de que estemos a pH<6.3, 6.3<pH<11.6, y
pH>11.6 respectivamente.
Cálculos en análisis volumétrico
Una unidad de concentración muy útil en cálculos volumétricos es la unidad en
desuso denominada Normalidad, que emplea el concepto de equivalentes y peso
equivalente. La concentración normal depende de la reacción en particular, y es necesario
especificar dicha reacción. Su principal ventaja frente a otras expresiones de concentración
radica en que para toda reacción un equivalente de A reacciona con uno de B y además si
las disoluciones tienen la misma normalidad, un volumen de la sustancia A reacciona con el
mismo volumen de la sustancia B.
Expresión de la concentración (Normalidad)
Es la normalidad de una solución cuando se la utiliza para una reacción como ácido
o base. Por esto suelen titularse utilizando indicadores de pH.
En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:
para un ácido, o
para una base.
Donde:



n: es la cantidad de equivalentes.
moles: es la cantidad de moles.
H+: Es la cantidad de protones cedidos por un mol del
ácido.
 HO-: Es la cantidad de hidroxilos cedidos por un mol
de la base.
Por esto, podemos decir lo siguiente:
para un ácido, o
para una base.
Donde:



N: es la normalidad de la solución.
M: es la molaridad de la solución.
H+: Es la cantidad de protones cedidos por un mol del
ácido.
 HO-: Es la cantidad de hidroxilos cedidos por un mol
de la base.
Ejemplos:

Una solución 1 M de HCl cede 1 M de H+, por lo
tanto, es igual a 1 N.
 Una solución 1 M de Ca(OH)2 cede 2 M de HO-, por
lo tanto, es igual a 2 N.
Normalidad red-ox es la normalidad de una solución cuando se la utiliza para una
reacción como agente oxidante o agente reductor. Como un mismo compuesto puede actuar
como oxidante o como reductor, suele indicarse si se trata de la normalidad como oxidante
(Nox) o como reductor (Nrd). Por esto suelen titularse utilizando indicadores redox.
En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:
.
Donde:



n: es la cantidad de equivalentes.
moles: es la cantidad de moles.
e-: Es la cantidad de electrones intercambiados en la
hemireacción de oxidación o reducción.
Por esto, podemos decir lo siguiente:
.
Donde:



N: es la normalidad de la solución.
M: es la molaridad de la solución.
e-: Es la cantidad de electrones intercambiados en la
hemireacción de oxidación o reducción.

En el siguiente caso vemos que el anión nitrato en
medio ácido (por ejemplo el ácido nítrico, puede
actuar como oxidante, donde una solución 1 M, es 3
Nox.

En el siguiente caso vemos que el anión ioduro, puede
actuar como reductor, donde una solución 1 M, es 1
Nrd.
Ejemplos:

En el siguiente caso vemos que el catión argéntico,
puede actuar como oxidante, donde una solución 1
M, es 1 Nox.