CAPITULO I INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA

CAPITULO I
INTRODUCCION A LA
QUIMICA ANALITICA
FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS – U.N.C.
Cátedra de Química Analítica
Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
I- INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA
Antes era posible subdividir la química en diversas ramas bien definidas: inorgánica, orgánica,
analítica, física y biológica. Aunque siempre existía cierto traslape entre estas categorías, no era difícil
definir las ramas en términos aceptables para la mayoría de los químicos y daba una idea clara de la
clase de actividades que el químico desempeñaba.
Una de las tendencias más importantes de la química en años recientes ha sido que las
fronteras entre la misma química y otras ciencias fundamentales como la física y la biología son
mucho menos claras de lo que solían ser. Durante todo este cambio, los cursos de química impartidos
a los estudiantes han tenido en gran parte sus nombres tradicionales pero han sufrido cambios en sus
contenidos.
La Química Analítica es tan antigua y tan nueva como la misma ciencia química. Se puede
dividir en dos áreas: análisis cualitativo y análisis cuantitativo.
El análisis cualitativo tiene por objeto identificar los componentes de una sustancia, mezclas
de sustancias o soluciones y estudiar en qué forma están combinadas entre sí. En el análisis
cuantitativo se determinan las proporciones relativas de los componentes. Se interesa en la
determinación de qué cantidad de una sustancia en particular está presente en una muestra.
La sustancia a determinar se llama componente deseado o analito, y puede constituir una
pequeña o gran parte de la muestra analizada. Si el analito es más del 1 % de la muestra, se
considera que es un componente principal. Entre 1 % y 0,01 %, componente menor y en una cantidad
menor del 0,01 % se indica como un componente vestigial.
Otra clasificación del análisis cuantitativo se puede basar en el tamaño de la muestra con que se
cuenta para el análisis: macro (peso de la muestra mayor a 100 mg); semimicro (peso de la muestra
entre 10 - 100 mg); micro (peso de la muestra entre a 1 - 10 mg); ultramicro (peso de la muestra del
orden del microgramo 10-6 g).
Química
analítica
cualitativa
análisis elemental
Espectrografía de emisión, Ensayos a la llama, Análisis por vía
húmeda y marcha sistemática
análisis molecular
Espectroscopía Infrarrojo, de absorción, U.V, V; Espectrometría de
masas
técnicas
Métodos de precipitación, Métodos cromatográficos, Resinas de
Intercambio iónico, Pruebas a la gota
Métodos clásicos
volumetrías
Medición de volúmenes o de
pesos.
gravimetrías
Química
analítica
cuantitativa
técnicas
Métodos instrumentales
espectroscópicas
Se basan en la medición
de las propiedades físicas
de los analitos, en
interacción con la materia,
que nos permite conocer técnicas
los componentes y / o la electroquímicas
cantidad de cada uno de
técnicas
ellos.
cromatográficas
técnicas diversas
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
Neutralización, Precipitación; Complexometría
Redox
Precipitación, Volatilización, Electrogravimetría
 Absorción Atómica
Espectroscopía: UV – visible – infrarrojo.
 Emisión: Fotometría de llama,
Espectroscopía de emisión
 Dispersión – Turbidimetría
 Refracción – Refractometría
Potenciometría
Conductimetría
Coulombimetría
Polarografía
Cromatografía de gases y líquida de alta
resolución (HPLC)
Conductividad térmica, Espectrometría de
masas, Métodos cinéticos
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Pasos de un análisis
Un análisis químico consiste de cuatro pasos principales: a) muestreo, b) conversión del analito a
una forma adecuada para la medición, c) medición y d) cálculo e interpretación de las mediciones.
Además se pueden requerir otras operaciones, por ejemplo: si la muestra es un sólido, puede ser
necesario secarla antes de realizar el análisis. Los sólidos también necesitan ser disueltos en un
solvente adecuado antes de la medición.
Muestreo
Consiste en obtener una muestra representativa y homogénea de todos los
componentes y sus cantidades (implica un razonamiento estadístico en el que se
sacan conclusiones de la composición global de la muestra a partir del análisis de
una porción muy pequeña del material). La muestra puede ser líquida, sólida o
gaseosa.
La mayoría de las muestras son solubles en agua, pero los materiales que se
encuentran en forma natural como minerales y productos metálicos (ej. aleaciones),
necesitan tratamientos especiales para su disolución.
Disolución de la
Los dos métodos más comunes para disolver muestras son:
muestra
- tratamiento con ácidos HCl, HNO3, H2SO4, HClO4.
- fusión en un fundente ácido (ej: KHSO4) o uno básico (ej: Na2CO3), seguido de un
tratamiento con agua o con un ácido.
Antes de la determinación se debe resolver el problema de las interferencias.
Una de las formas sería inmovilizarlas mediante la alteración de su naturaleza
química. Ej: en yodometría de cobre, se le adiciona exceso de KI, se libera iodo y se
titula con tiosulfato de sodio; si contiene Fe (II) (como impureza), que oxida el ioduro
a yodo, se agrega fluoruro de amonio que acompleja al hierro formando una
Transformación
sustancia estable.
del analito
También se pueden separar por precipitación, por ej. hierro y magnesio juntos.
Precipito al hierro a pH 6,5 con amoníaco (el magnesio no precipita a ese pH) y
filtro. Agrego oxalato.
Otras formas: separar por electrólisis, extracción con solventes, cromatografía y
volatilización
Medición
Cálculo de las
mediciones e
Interpretación
La técnica que se utiliza en el laboratorio ha llevado a la clasificación de los
métodos cuantitativos en las siguientes subdivisiones:
Volumetría se requiere la medición del volumen de una solución de concentración
conocida, que se empleó en la reacción con el analito.
Gravimetría la medición es de masas, pero con un significado más restringido.
Implica la separación del componente deseado en una forma cuya composición se
conoce y puede pesarse con exactitud. Ej: el cloruro de determina por precipitación
y pesado del cloruro de plata.
Análisis instrumental se mide una propiedad física del analito en interacción con la
materia, empleando un instrumento especial en la etapa de medición:
potenciómetro, espectrofotómetro, fotómetro, etc.
Es el paso final del análisis donde se calcula la cantidad del analito en la muestra.
En los métodos volumétricos y gravimétricos se llevan a cabo relaciones
estequiométricas de las reacciones químicas. En los métodos instrumentales la
propiedad medida guarda proporcionalidad con la cantidad de analito. Ejemplo en
técnicas espectrales, la absorbancia es directamente proporcional a la
concentración del analito en la solución.
La interpretación de los resultados obtenidos de los métodos analíticos no
siempre es sencilla. Debido a que se pueden cometer errores en cualquier
medición, se debe considerar esta posibilidad al interpretar los resultados. Los
métodos estadísticos se emplean comúnmente y son muy útiles para expresar el
significado de los datos analíticos.
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Errores
En una ciencia experimental como la química, se gasta mucho esfuerzo en reunir los datos, la
mayoría de los cuales se convierten en datos cuantitativos; esto quiere decir que se derivan de
mediciones. Debemos considerar, al realizar cualquier medición que se puede cometer un error y es
importante desarrollar la habilidad de evaluar datos y aprender a sacar conclusiones justificadas,
mientras se rechazan interpretaciones que no están garantizadas. El término error se utiliza para
referirse a la diferencia numérica entre el valor medido y el valor real.
La mayoría de las técnicas para tratar los datos analíticos están basadas en conceptos
estadísticos. Para tener una idea de qué manera nos brinda utilidad, se menciona lo que significa
confiabilidad en relación con las mediciones de cantidades. Se comparan series de datos para averiguar
si son realmente diferentes o si una diferencia aparente puede atribuirse a alguna cosa o sólo al azar.
Existen también técnicas para mantener en línea las mediciones repetitivas, para poder aplicar
correcciones si éstas comienzan a apartarse de las desviaciones aceptables.
 Errores determinados o sistemáticos:
Errores Determinados o Sistemáticos
Se denominan de esta manera a aquellos errores que pueden se atribuidos, por lo menos
en teoría a causas definidas. Por lo general son unidireccionales con respecto al valor verdadero,
en contraste con los errores indeterminados, que llevan a resultados altos y bajos con igual
probabilidad. Los errores determinados a menudo son reproducibles y en muchos casos
predecibles; por ejemplo: una pesa corroída, una bureta mal calibrada, una impureza en el
reactivo, una reacción colateral en una titulación, calentar una muestra a una temperatura
demasiada elevada, etc. Se pueden eliminar o por lo menos se pueden reconocer y compensar
utilizando un factor de corrección adecuado. Se pueden agrupar en: instrumentales, de métodos,
de operación y personales.
Instrumentales
a.
b.
c.
d.
e.
De método
a.
b.
c.
d.
e.
De operación
a.
b.
c.
d.
e.
f.
Personales
Incertidumbre en lecturas
Pesas defectuosas
Material de vidrio mal calibrado
Reactivos impuros
Mala selección del equipo
Solubilidad de un precipitado
Reacción incompleta
Efectos de precipitación simultánea
Descomposición de un precipitado durante calentamiento
Reacciones secundarias
Error del analista en la manipulación del material o instrumental
Falta de experiencia en el laboratorio
Derramamiento y pérdida por agitación
Pérdida de precipitado durante la filtración
Falta o exceso de lavado en la filtración
Secado o calcinación insuficiente
a. Percepción defectuosa del color
b. Ceguera al color (daltonismo)
c. Prejuicio
 Errores indeterminados:
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Errores Indeterminados o Accidentales
Llamados también errores fortuitos. No pueden ser eliminados. Errores altos y bajos pueden ser
igualmente posibles. No pueden atribuirse a una causa conocida, ni puede predecirse su
magnitud o dirección, errores altos y bajos son igualmente posibles.
Sus formas de ocurrencia pueden analizarse mediante técnicas estadísticas para tener un amplio
panorama de su magnitud, frecuencia de ocurrencia y efecto en la expresión final del resultado.
Después de dicho análisis puede obtenerse un indicio de las probabilidades de ocurrencia de
errores indeterminados.
Sin duda, las variaciones que una persona descuidada considera fortuitas, le pueden
parecer obvias y controlables al observador cuidadoso, pero a pesar de esto debe alcanzarse el
punto en donde cualquiera, por muy meticuloso que sea, encontrará errores fortuitos que no
pueden reducirse más.
Por ejemplo: lectura mal hecha; una vez incorporada al sistema analítico, no se puede identificar
posteriormente como fuente de error.
Otra clasificación: en base a los efectos sobre los resultados de los análisis es: a) errores
constantes y b) errores proporcionales.
a) Errores constantes: La magnitud del error es casi constante en una serie de análisis, sin considerar el
tamaño de la muestra. Por ejemplo: el volumen consumido en una prueba en blanco que no se corrige
durante una serie de titulaciones.
La significancia de un error constante disminuye conforme aumenta la muestra, ya que
generalmente no estamos interesados en el valor absoluto de un error como lo estamos de
su valor relativo a la magnitud de la cantidad medida. Por ejemplo: un error constante de
0,1 mL en el punto final de una serie de titulaciones representa un valor relativo del 10 %
para una muestra que consumió 1 mL de titulante, pero sólo será del 0,2 % si utilizó 50 mL
de titulante.
b) Errores proporcionales: El valor absoluto de este tipo de errores varía con el tamaño de la muestra en
tal forma que el error relativo permanece constante. Una sustancia que interfiere en un método analítico
puede conducir a este error si se encuentra presente en la muestra. Por ejemplo: en la determinación
yodométrica de un oxidante como el clorato, otro agente oxidante como yodato o bromato, podría
ocasionar resultados altos si su presencia no se sospecha y no se consigna. El tomar una muestra más
grande incrementaría el error absoluto, pero el error relativo permanecerá constante siempre que la
muestra sea homogénea.
Exactitud y precisión: Los términos exactitud y precisión, que se utilizan como sinónimos, se deben
distinguir con cuidado en relación con los datos científicos.

Exactitud: es el valor que concuerda con el valor real de una cantidad medida.
La exactitud se expresa en términos de error absoluto o relativo (mientras más pequeño es el error,
mayor es la exactitud).
Por ejemplo: en un análisis encontramos 20,44 % de hierro en una muestra que en realidad contiene
20,34 %. El error absoluto es 20,44 – 20,34 = 0,10 %
El error se expresa frecuentemente como relativo al tamaño de la cantidad medida en porcentaje o por
mil. Para el ejemplo:

0 .10
× 100= 0 . 5
0. 2034
0 .10
× 1000= 5%o
0. 2034
Precisión: se refiere a la concordancia que tienen entre sí un grupo de resultados experimentales;
no tiene relación con el valor real. Se expresa en general en términos de la desviación estándar,
desviación media o el rango. Puede expresarse en forma absoluta o relativa.
Los valores precisos pueden ser inexactos: ya que un error que causa desviación del valor real puede
afectar todas las mediciones en igual forma y por consiguiente no perjudicar su precisión.
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Recordar: existe la posibilidad de que haya precisión sin exactitud, pero NO puede existir exactitud sin
precisión.
A
xxxx /xxxx
B
C
x x
xxxx
/
x
/
Preciso y exacto
xxxx
x
xx
Preciso y poco exacto
Poco preciso y poco exacto
II- REVISION DE CONCEPTOS
BASES TEÓRICAS DEL ANÁLISIS CUALITATIVO
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El análisis cualitativo tiene por objeto identificar los componentes de una sustancia, mezclas de
sustancias o soluciones y en qué forma el elemento componente o grupos de elementos están
combinados entre sí. Al análisis cuantitativo le conciernen los métodos para la determinación de las
proporciones relativas de los componentes.
La identificación de una sustancia implica su transformación con la ayuda de otra sustancia de
composición conocida, en un compuesto nuevo que posee propiedades características. Esta
transformación se llama reacción química. La sustancia mediante la cual esta transformación se efectúa
se denomina reactivo.
Se distinguen entre las reacciones, las por vía húmeda y las por vía seca, las primeras son las
más importantes y por eso serán tratadas con mayor detalle.
Reacciones de sustancias inorgánicas en solución acuosa
Las reacciones empleadas en el análisis cualitativo son, en su mayoría, reacciones entre ácidos,
bases y sales inorgánicas en solución acuosa.
a) Electrolitos y no electrolitos: Una solución es un sistema homogéneo obtenido por ejemplo:
con una sustancia y el agua. La sustancia disuelta se denomina soluto y el agua en la cual el
soluto se encuentra disuelto se llama solvente o disolvente. Las sustancias se pueden dividir
en dos clases de acuerdo con el comportamiento de sus soluciones acuosas con respecto a la
corriente eléctrica. Las que conducen la corriente eléctrica y se disocian se denominan
electrolitos (ácidos, bases y sales) y las que no conducen la corriente eléctrica se llaman no
electrolitos (glucosa, alcohol etílico), etc.
Además el carácter de electrolito no está limitado sólo a las soluciones, también se manifiesta en
las sales fundidas.
La mayor parte de los compuestos que vamos a tratar son electrolitos. Estos son compuestos
que en solución acuosa se disocian en iones en mayor o menor grado. En base a la extensión en que
se disocian se clasifican en: electrolitos fuertes a aquellos que están completamente o casi
completamente disociados en agua y electrolitos débiles a los que sólo se disocian ligeramente.
Ejemplos
Fuerte
Ácido
Débil
Fuerte
Base
Débil
Fuerte
Sal
Débil
HNO3 ; HClO4 ; H2SO4 ; HCl ; HI ; HBr ; HClO3
La mayoría de los ácidos orgánicos.
Muchos ácidos inorgánicos: H2CO3 ; H2SO3 ; HCN ; H2S ; H3BO3
Hidróxidos alcalinos y alcalinos térreos.
Ej: LiOH ; KOH ; NaOH ; Ba(OH)2 ; Ca(OH)2
Derivados de sales orgánicas.
NH4 OH
Derivan de Ácidos y Bases fuertes.
Derivan de Ácidos débiles y Bases fuertes o Ácidos fuertes y Bases
débiles (en el sentido que en solución acuosa están muy ionizados).
Ej.: NH4Cl, NaCH3COO, NaCl
Derivan de Acidos débiles con bases débiles o viceversa
Excepciones: acetato de plomo Pb(CH3COO)2; haluros de cadmio
Cd I 2; cloruro mercúrico HgCl2; cianuro mercúrico Hg(CN)2 y
tiocianato férrico Fe(SCN)3
b) Electrólisis e iones: El agua pura es muy mala conductora de la electricidad, sin embargo
cuando están disueltos en ella ácidos, bases o sales, la solución no solamente conduce la corriente
eléctrica sino que se descompone. La descomposición se denomina electrólisis. Así, si se hace
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pasar por HCl la corriente eléctrica de una batería, lo descompone en hidrógeno y cloro. El
hidrógeno se pone en libertad en el electrodo por el cual la corriente sale de la solución, mientras
que el cloro se desprende en el electrodo por el cual entra en la solución. Este es un
comportamiento general para los electrolitos y es evidente que la parte del electrolito que se mueve
hacia el cátodo debe estar positivamente cargada y la que se mueve hacia el ánodo debe estar en
forma similar, negativamente
cargada. Faraday denominó iones a los componentes del electrolito cargados eléctricamente, los
iones con carga positiva y negativa se llaman cationes y aniones respectivamente.
c) Disociación de Ácidos y Bases en solución: Para explicar tensiones de vapor, puntos de
congelación y de ebullición de las soluciones acuosas de electrolitos, Arrhenius propuso su teoría de
la disociación electrolítica o ionización. De acuerdo con esta teoría, todos los electrolitos cuando
están disueltos en agua, se descomponen o disocian en átomos o grupos de átomos eléctricamente
cargados (iones). Esta disociación aumenta con la dilución y a muy grandes diluciones es
prácticamente total.
Para cada concentración hay un estado de equilibrio entre las moléculas no disociadas y los
iones; la ionización es reversible.
Según la teoría de Arrhenius se puede definir un ácido como una sustancia que cuando está
disuelta en agua se disocia, dando iones hidrógeno, como único ión positivo:
HA (aq)) = A- (aq)) + H+ (aq))
El ión H , denominado protón o hidrogenión, se encuentra hidratado en disolución acuosa, pero,
al no conocer exactamente cuántas moléculas de agua le rodean, utilizaremos la expresión H+ (aq)).
La teoría de Brönsted-Lowry postula que un ácido (HA), es una sustancia que, al disociarse, es
capaz de ceder un protón a otra. En el caso de disoluciones acuosas:
+
HA (aq)) + H2O (l) = A- (aq)) + H3O+ (aq))
Ambas expresiones del equilibrio de disociación indican esencialmente lo mismo, es decir, que
como productos de la disociación tendremos iones A- hidratados e iones H+ hidratados, en equilibrio con
las moléculas de HA hidratadas sin disociar y el agua líquida.
Según Arrhenius las bases son sustancias que producen iones OH- al disociarse cuando se
disuelven en agua:
BOH (aq))
= OH- (aq)) + B+ (aq))
La teoría de Brönsted-Lowry postula que una base (BOH), es una sustancia capaz de recibir un
protón de otra. En el caso de disoluciones acuosas:
BOH (aq)) + H2O (l) = OH- (aq)) + BH+ (aq))
Para algunas bases débiles como el amoníaco, la concepción de Brönsted – Lowry es más útil
que la de Arrhenius, aunque como veremos a continuación, son equivalentes en disolución acuosa.
Para Arrhenius, el NH3 reacciona con el agua formando NH4OH:
NH3 + H2O = NH4OH cuyo equilibrio de disociación es NH4OH(aq) = NH4+ (aq) + OH-(aq)
Si se considera el amoníaco como una base de Brönsted – Lowry:
NH3 + H2O = NH4+ (aq) + OH-(aq)
Es evidente que si consideramos la base como NH4OH o como NH3, el resultado es básicamente
el mismo, los productos de disociación coinciden y la expresión de la especie sin disociar, no tiene
demasiada importancia, ya que su naturaleza, en realidad, no se ajusta a ninguna de las dos formas.
Para sintetizar lo anterior se puede escribir NH3 + H2O = NH4OH = NH4+ (aq) + OH-(aq)
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Cada reacción ácido – base, según la teoría de Brönsted-Lowry, produce otro ácido y otra base,
que son conjugadas, respectivamente, de la base y del ácido que constituyen los reactivos del proceso.
Por ejemplo:
HA (aq)) + H2O (l) = A- (aq)) + H3O+ (aq))
(Ácido1) + (Base2) = (Base1) + (Ácido2)
Par conjugado
Par conjugado
La reacción de neutralización consiste en la transferencia de un protón de un ácido a una base
para dar lugar al ácido conjugado de la base y a la base conjugada del ácido.
HA + B ---------x A- + BH+
+
Los pares HA/A B/BH se denominan pares ácido-base conjugados.
Desde el punto de vista de esta teoría, para considerar una sustancia como ácido o como base,
no es necesaria su disolución previa en agua, como ocurre con la teoría de Arrhenius.
Las sustancias que como el agua pueden actuar como ácidos o bases se llaman anfipróticas o
anfóteras.
El hecho de que un ácido sea débil significa que su base conjugada está unida al
protón con bastante fuerza, o sea, que su base conjugada es fuerte. Cuando el ácido es fuerte, la
base conjugada retiene al protón con poca fuerza y se dice que es una base conjugada débil. Para
resumir: “A medida que el ácido es más débil, su base conjugada se hace más fuerte”.
d) Grado de ionización:
El grado de ionización  de un ácido o una base débiles es la relación que existe entre la
concentración del ácido o de la base ionizados en el equilibrio y su concentración inicial.
El grado de ionización se designa con la letra  y expresa la fracción de mol que se ioniza. Por
ejemplo: para el ácido acético 0,1 M, = 1,34 %.
 = nº de moles de ácido ionizados = Ci
nº de moles de ácido totales
Co
Aumentando la dilución, el valor de  se aproxima a 1. Se comprende que el
grado de ionización aumenta con la dilución, recordando que la ionización es una
reacción reversible y que cuanto más diluída es la solución, menos
frecuentemente chocarán los iones cargados de signo contrario para formar
moléculas sin disociar.
Experimentalmente se demuestra que el grado de ionización depende de la naturaleza del
electrolito y del disolvente.
Por ejemplo: una solución acuosa de HCl se ioniza mucho, mientras que una solución de la misma
sustancia en benzol no se ioniza nada.
EQUILIBRIO QUÍMICO
Es importante conocer los principios del equilibrio químico y saber efectuar cálculos sobre sus
equilibrios competitivos para entender los fundamentos del análisis; en estos principios se basan sus
diversas etapas. En el paso de preparación de la muestra, un conocimiento de aquellos ayudará a
obtener una muestra homogénea y a eliminar las interferencias, o reducirlas al mínimo.
Básicamente todas las reacciones que se encuentran en el análisis cualitativo son reversibles.
Las reacciones reversibles son aquellas en las que los reactivos no se transforman totalmente en
productos, ya que éstos vuelven a formar los reactivos, dando lugar así a un proceso de doble sentido
que desemboca en el equilibrio químico.
Éste es el estado final del sistema en el que las velocidades de reacción directa e inversa son
iguales y las concentraciones de las sustancias que intervienen permanecen constantes. Es un estado
dinámico de las sustancias en los dos sentidos de la reacción reversible, a pesar de que las
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concentraciones de reactivos y productos se mantengan constantes, aunque no necesariamente
iguales.
A nivel microscópico, el equilibrio químico es dinámico, en el sentido de que tanto los reactivos
como los productos se forman con la misma velocidad a la cual se consumen.
A nivel macroscópico, se caracteriza porque, a una temperatura determinada, las
concentraciones de las distintas sustancias no varían con el tiempo.
Un equilibrio se denomina homogéneo cuando todas las especies químicas presentes se
encuentran en la misma fase (ésta está constituida exclusivamente por gases o por sustancias en
disolución).
Existen equilibrios, en el que coexisten dos ó más fases, llamados heterogéneos, estos tienen que
ver con otro tipo importante de reacción en solución: disolución o precipitación de compuesto iónicos.
Si se modifican las condiciones de un sistema en equilibrio, éste se adapta a las nuevas
condiciones alcanzándose un nuevo estado de equilibrio, a este cambio se le denomina desplazamiento
de la posición de equilibrio.
El principio de Le Chatelier establece que si a un sistema en equilibrio se aplica una fuerza,
tiene lugar un cambio que tiende a disminuir o a anular el efecto de la fuerza. La palabra fuerza se
emplea en un sentido amplio para incluir los cambios de cualquiera de los factores, ya sea temperatura,
presión y concentración que condicionan el equilibrio del sistema.
Este principio es una de las generalizaciones más importantes y útiles, puesto que se aplica a
todos los sistemas en equilibrio, lo mismo si son físicos que químicos. Mediante este principio se puede
predecir al menos cualitativamente, el efecto sobre el sistema de los cambios en los diferentes
factores.
- temperatura: la condición determinante sobre la solubilidad de un soluto en un solvente es el
carácter exotérmico ó endotérmico del proceso trataremos al calor como si fuera un reactivo químico.
De ahí que toda sustancia que al disolverse absorbe calor, será más soluble al aumentar la
temperatura, si en cambio, la disolución desprende calor, la solubilidad disminuirá al aumentar la
temperatura.
En una reacción endotérmica, podemos considerar el calor como un reactivo, mientras que en
una reacción exotérmica lo podemos tratar como un producto:
Endotérmica:
Reactivos + calor  productos
Exotérmica:
Reactivos
 productos + calor
Cuando la temperatura aumenta, el equilibrio se desplaza en el sentido que absorbe calor. En una
reacción exotérmica sucede lo contrario.
Endotérmica: Un incremento de T hace que K aumente.
Exotérmica: Un incremento de T hace que K disminuya.
presión: la influencia de la presión sobre la solubilidad es prácticamente despreciable cuando el
soluto es un sólido ó un líquido. Tiene gran importancia cuando se trata de un gas.
-concentración: al variar la concentración de alguna de las sustancias presentes en el equilibrio, el
sistema evoluciona siempre en el sentido en que se restablezca el mismo ; un caso especial del
principio de Le Chatelier es el efecto del ión común.
Efecto del ion común: La adición a una solución en equilibrio de algunos de los iones constituyentes,
“ión común”, (o una misma especie aportada por dos fuentes distintas) desplaza
el equilibrio como resultado.
Ejemplo: La solución amortiguadora que contiene un ácido débil, como el ácido acético y una sal
soluble del mismo ácido, como el acetato de sodio.
¿Qué ocurre cuando se adiciona acetato de sodio (NaC2H3O2) a una solución de ácido acético
(HC2H3O2)?
Al igual que casi todas las sales que provienen de un ácido débil, el NaC2H3O2 es un
electrolito
fuerte. En consecuencia, se disocia totalmente en solución acuosa para formar iones Na+ y C2H3O2(NaC2H3O2 = Na+ + C2H3O2-). En cambio, el HC2H3O2 es un electrolito débil que se ioniza muy poco.
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HC2H3O2 (ac)
H+ (ac) + C2H3O2- (ac)
La adición de acetato (C2H3O2 ), del acetato de sodio (NaC2H3O2), hace que este equilibrio se
desplace a la izquierda, con lo que disminuye la concentración de equilibrio de H+ (ac)
HC2H3O2 (ac)
H+ (ac) + C2H3O2- (ac)
La adición de C2H3O2- desplaza el equilibrio y
reduce [H+]
la disociación del ácido débil HC2H3O2 disminuye cuando agregamos el electrolito fuerte NaC2H3O2, que
tiene un ion en común con él.
Podemos generalizar esta observación, que se describe como efecto del ion común: la
disociación de un electrolito débil disminuye cuando se agrega a la solución un electrolito
fuerte que tiene un ion en común con el electrolito débil.
En la aplicación del Principio de Le Chatelier podemos concluir:
 Si la temperatura aumenta, el sistema se desplaza en el sentido de la reacción endotérmica y si
la temperatura disminuye, el sistema se desplaza en el sentido de la reacción exotérmica.
 Si la presión del sistema aumenta se desplaza en el sentido en que hay disminución del número
de moles de gas y, por lo tanto, de moléculas. Si disminuye la presión, el sistema se desplaza en
el sentido en que hay aumento del número de moles de gas y, por tanto, de moléculas.
 Si la concentración de una sustancia aumenta, el sistema se desplaza en el sentido en que se
consume dicha sustancia y si disminuye, el sistema se desplaza en el sentido en que se produce
dicha sustancia
La velocidad de la reacción química a temperatura constante es proporcional al producto de las
concentraciones de las sustancias reaccionantes. Aplicando esta ley a sistemas homogéneos, se llega
para una reacción reversible a una expresión matemática de las condiciones de equilibrio.
Sea una reacción reversible representada por la ecuación
La velocidad con la cual A y B
reaccionan es proporcional a sus
concentraciones, es decir:
v1= K1 . [A] [B]
De modo similar, la velocidad con que
sucede la reacción inversa está dada por:
v2= K2 . [C] [D]
A+ B  C+ D
En el equilibrio las velocidades de ambas reacciones son iguales, es decir, v1 = v2
K1 . [A] [B] = K2 . [C] [D]
[C ][D ] K 1
=
=K
[A ][B ] K 2
K es la constante de equilibrio, varía con la temperatura y la presión, pero
no varía con los cambios de concentración de las sustancias que reaccionan.
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En general aA + bB  cC + dD
Por lo tanto, una vez alcanzado el equilibrio, se comprueba experimentalmente que a una
temperatura determinada, existe una relación constante entre las concentraciones expresadas en mol/L
de los productos y de los reactivos, la cual se puede expresar de la siguiente manera
[C ]c [D ]d
K= a b
(1)
[A ] [B ]
(1) La ecuación es una expresión matemática de la ley de acción de masas, cuyo enunciado es:
"Cuando a una temperatura dada, se alcanza un equilibrio en una reacción reversible, el
producto de las concentraciones molares de los productos de la reacción, dividido por el producto de las
concentraciones molares de los reactivos, cada concentración elevada a sus coeficientes
estequiométricos, es una constante."
El cociente entre las concentraciones de productos y reactivos en el equilibrio, a una temperatura
dada, es constante, independientemente del valor de las concentraciones iniciales. Este cociente se
denomina constante de equilibrio K, de la reacción.
De los factores que influyen en el equilibrio el más importante es la concentración. La variación
de la concentración de cualquiera de las sustancias que intervienen en un equilibrio, sin variar la
temperatura, no modifica el valor de la constante, pero hace variar las concentraciones de las otras
sustancias presentes
en
dicho
equilibrio. Mediante esta constante se puede predecir
cuantitativamente, el efecto sobre el sistema.
Es importante conocer el valor de K, ya que informa si la reacción, tal como esta escrita tendrá
una evolución favorable o no.
Un valor muy grande de K, para un equilibrio dado, indica que la reacción transcurre en gran
extensión hacia la derecha. Un valor mucho menor que la unidad, indica que la posición del equilibrio
se halla desplazada hacia la izquierda.
Limitaciones:
La ley de acción de masas se aplica sólo a soluciones diluidas de electrolitos débiles. No
es aplicable a electrolitos fuertes debido a que el valor de K para diferentes concentraciones no
permanece constante, sino que aumenta a mayor concentración de la solución. Esto significa que a
medida que aumenta la concentración de la solución, el porcentaje de ionización se reduce más
lentamente de lo que determina la ley.
Ionización del ácido clorhídrico a 18 ºC
Normalidad
Ionización del ácido acético
% ionización
K
Normalidad
% ionización
K
3
0,677
4,31
0,1
1,34
1,82.10-5
2
0,712
3,52
0,08
1,5
1,82.10-5
1
0,756
2,34
0,03
2,45
1,82.10-5
0.5
0,788
1,46
0,01
4,15
1,82.10-5
0.1
0,862
0,536
EQUILIBRIO IÓNICO
Llamamos equilibrios iónicos a aquéllos en los cuales algunas o todas las especies químicas que
intervienen son iones.
El ión es un átomo o grupo de átomos que poseen cargas positivas o negativas por haber cedido
o adquirido electrones. ( Cationes: iones positivos. Ej. Ca2+.; Aniones: iones negativos: S-2, NO-3).
Abarcaremos temas como el comportamiento de ácidos, bases y sales en soluciones acuosas, el
concepto de pH y sus múltiples aplicaciones, los equilibrios de solubilidad, etc.
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Comprenderemos las diferencias que hay entre electrolitos débiles y fuertes, lo que nos permitirá
explicar, por ejemplo, las propiedades tan disimiles del ácido bórico y del ácido sulfúrico; además por
qué algunas sales disueltas en agua dan soluciones ácidas, neutras o básicas, según el tipo de sal, etc.
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO: constantes de equilibrio: Ka, Kb; Kw
 Ácidos y bases (Ka – Kb)
Las sustancias que se disocian completamente para dar iones en disolución se llaman electrolitos
fuertes. Las que lo hacen parcialmente se denominan electrolitos débiles.
A efectos prácticos, los ácidos fuertes se consideran totalmente disociados. La disociación del ácido
clorhídrico, ácido fuerte, en disolución acuosa se expresa: HCl (aq)  H+ (aq) + Cl- (aq)
No cumplen la ley de acción de masas, no tienen constante de equilibrio.
Los ácidos que se disuelven disociándose sólo parcialmente se denominan ácidos débiles. Su
equilibrio de disociación se expresa mediante la ecuación HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) que nos permite
obtener la correspondiente constante de ionización o disociación del ácido (Ka)
La constante de acidez Ka de un ácido débil es:
Indicaremos las concentraciones de H+ (aq) y OH- (aq) mediante corchetes, los símbolos [H+] y [OH-]. El
hecho de que los iones estén hidratados queda implícito.
Ej: El ácido acético es un ácido débil, que se ioniza parcialmente:
CH3COOH
CH3 COO- + H+
-
Nota: la magnitud de la constante de
ionización, es una medida de la fuerza,
mientras más alto sea su valor, más
fuerte es el ácido (o la base)
+
Ka = [CH3COO ] [H ]
[CH3COOH]
Las bases débiles están parcialmente disociadas:
BOH <== OH- + B+
La constante de equilibrio se denomina constante de disociación o de ionización de la base y se
expresa por Kb
Se aplican los mismos conceptos vistos para ácidos
Kb = [OH-] [B+]
[BOH]
En los apéndices de los libros de química aparecen tabulados valores de Ka y Kb de distintos ácidos y
bases a temperatura de 25 ºC.
Constante de ácidos y bases en pasos sucesivos : Los ácidos polipróticos débiles como: H2S,
H2CO3 y H3PO4 se ionizan en fases, por pasos sucesivos y para cada uno puede escribirse una
constante de equilibrio ( K1 ; K2 ; K3 )
Ej: ( H2S ) el acído sulfhídrico , experimenta:
- ionización 1º :
H2S  HS- + H+
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- ionización 2º:
HS-  S-2 + H+
Aplicando la ley de las concentraciones moleculares a cada una de las ecuaciones se obtiene
K para cada una de las fases.
K2 = [S-2] [H+] = 1,2.10-15
[HS-]
(2)
K1 = [HS-] [H+] =9,1.10-8
(1)
[H2S]
Siempre se cumple que K1 es
mayor que K2 y esta a su vez
mayor que K3 (cuando la
hubiera)
Para concentraciones diferentes se obtendrán valores diferentes para [HS-] y [H+] pero como estos
son prácticamente iguales se compensarán al sustituirse en (2) y obtenemos [S-2] = 1,2 . 10-15 (que es
el valor de K2 . Por consiguiente:
La concentración del ion divalente resultante de la ionización secundaria de todos
los ácidos dibásicos débiles, es numéricamente igual a la constante de ionización
secundaria
Multiplicando las ecuaciones (1) y (2) se obtiene (3):
(3)
K1 x K2 = [S-2] [H+]2 = 1,1 .10-22
[H2S]
[S-2] = K1 x K2[H2S] = 1,2 .10-15
[H+]2
Como una solución saturada de [H2S] a la presión atmosférica y a 25º C es 0,1 M. Sustituyendo este
valor en (3) se convierte en (4):
(4)

K = [S-2] [H+]2 = [S-2] [H+]2 = 1,1 .10-23
[H2S]
[0,1]
Este es el producto iónico del SH2 sol. Sat. a 25º C
Producto iónico del agua
Kw
Las soluciones acuosas contienen cantidades pequeñas de iones hidrógeno e hidróxido como
consecuencia de la reacción de disociación:
H2O  H+ + OH- su constante de equilibrio será:
H HO 
+
K=
H 2O

[OH-] [H+] = KW
Si las soluciones son diluidas la concentración de agua es enorme en comparación con las de
los iones hidrógeno e hidróxido. Como consecuencia, el término [H2O] en la ecuación se puede
considerar constante y por ello no se coloca.
Como en solución acuosa el producto de las concentraciones de H+ y OH- debe ser constante,
basta conocer una de ellas para establecer si la solución es ácida o básica. Uno de los métodos más
usados consiste en expresar la [H+] de los ácidos, bases o soluciones neutras.
Para ello se estableció su notación en la escala de pH.
Por definición: pH es el logaritmo de la inversa de la concentración de H+. En algunos casos es más
conveniente hablar de [OH-] y expresarla en forma de pOH. Por lo tanto:
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pH = log 1 = - log [H+]
[H+]
pOH = log 1 = - log [OH-]
[OH-]
Dada la relación de estas concentraciones con el producto iónico del agua, se puede escribir que
a 25 ºC:
Kw = [H+ • [OH-

10-14 = 10-7
•
10-7 tomando log. decimales:
+
-14
-7
log Kw = log [H  + log [OH 
 log 10 = log10
+ log 10-7
-log KW = -log [H+ - (- log [OH-)  -log 10-14 = (- log10-7 ) + (- log 10-7) Si se cambia el
signo
Utilizando el concepto: función p = - log de la concentración
pK = pH
+
pOH

14
=
7
+
7
La ecuación permite calcular el pOH si se conoce el pH y viceversa.
En el agua pura, donde los iones sólo provienen de su autodisociación, las concentraciones de H+ y de
OH- deben ser iguales.
Como en cualquier disolución acuosa debe cumplirse la condición de equilibrio:
Una disolución será neutra cuando [H+ = [OH- = 10-7
Una disolución será ácida cuando [H+  10-7 y [OH- < 10-7
Una disolución será básica cuando [H+  10-7 y [OH- > 10-7
pH = 7
pH  7
pH  7
El pH de una disolución de un ácido o una base depende de su fortaleza y de su concentración.
La fuerza de los ácidos y de las bases depende de su mayor o menor capacidad para ceder o aceptar
protones H+, respectivamente.
Los ácidos fuertes y las bases fuertes muestran gran tendencia a ceder y recibir, respectivamente,
protones H+, y se disocian totalmente en disoluciones acuosas diluidas.
HA (l)+ H2O (l) ---------x H3O+(aq) + A- (aq)
H2O (l)+ H2O (l) ---------x H3O+(aq) + OH- (aq)
Las disoluciones de ácidos fuertes están completamente o casi totalmente disociados:
HA = H+ (aq) + A- (aq)
Si [AH] es la concentración de ácido, se cumple [H+] = [A -] = [AH] y, por tanto, pH = -log [AH]
Las disoluciones de bases fuertes están completamente o casi totalmente disociadas:
BOH = B+ (aq) + OH- (aq)
Si [BOH] es la concentración de bases, se cumple [OH-] = [B +] = [BOH] y, por tanto,
[H+] = 10-14/ [OH-].
Tomando logaritmos y ordenando términos: pH = 14 + log [BOH]
Las disoluciones de ácidos y bases débiles están muy poco disociados. Sus pH se obtienen en
base a sus concentraciones iniciales y constantes de equilibrio.
Generalizando para cualquier equilibrio heterogéneo no se incluyen las concentraciones molares
ni las presiones parciales de las sustancias presentes como sólidos o como líquidos puros.
Para una medida experimental del pH, se suelen utilizar los indicadores, cuya aplicación fundamental
es la detección del punto de equivalencia en las volumetrías.
La reacción de neutralización consiste en la combinación del ión H+ propio del ácido con el ion OHpropio de la base para producir H2O no disociada.
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La reacción de neutralización consiste en la transferencia de un protón de un ácido a una base para
dar lugar al ácido conjugado de la base y a la base conjugada del ácido.
Los indicadores en reacciones de neutralización, son ácidos o bases débiles cuyas formas disociadas, y sin
disociar, presentan distinto color. Al disolverse en agua, se establece el equilibrio:
cuya constante es K= [H+ [In-
[HIn
En una disolución ácida, el H+ desplaza este equilibrio hacia la izquierda, apareciendo el color
correspondiente a la forma Hln. En una disolución básica, el OH- retira iones H+ del equilibrio,
desplazándose éste hacia la derecha.
Un indicador ácido-base es una sustancia de carácter ácido o básico débil que tiene la propiedad de
presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución en que se encuentra disuelto.
Una reacción de hidrólisis es la que tiene lugar entre un ion y el agua. Este fenómeno explica el
comportamiento, ácido o básico, de las disoluciones acuosas de sales.
A- (aq) + H2O =OH- (aq) + HA(aq)
La hidrólisis de un anión será
Dado que AH es un ácido débil, este equilibrio está muy desplazado hacia la derecha. Según la teoría
de Brönsted-Lowry, la hidrólisis es una reacción ácido – base, donde A- es una base fuerte y HA un
ácido débil. HA y A- son pares ácido-base conjugados. Cuanto más débil es un ácido, mayor tendencia
tendrá su base conjugada a hidrolizarse.
En el proceso de hidrólisis se generan iones OH- dando a la solución un carácter básico. La constante
del anterior equilibrio Kh se denomina constante de hidrólisis o constante de la base conjugada (Kb).
Ácido + Base ----------x Äcido conjugado de la base + Base conjugada del ácido
Ácido1 + Base2 -----------x Ácido2 + Base1
Kh = [OH-] [HA]
[A -]
Si Ka es la constante de ionización del ácido,
Kb .Ka = [OH-] [HA]
[A -]
La hidrólisis de un catión será
[H+] [A-] = [OH-] [H+] = Kw
[HA]
de donde Kb= Kw / Ka
B+ (aq) + H2O = BOH (aq) + H+ (aq)
Dado que BOH es una base débil, este equilibrio está muy desplazado hacia la derecha. Según la teoría
de Brönsted-Lowry, la hidrólisis es una reacción ácido – base, donde B+ es un ácido fuerte y BOH una
base débil. B+ y BOH son pares ácido-base conjugados. Cuanto más débil es una base, mayor
tendencia tendrá su ácido conjugado a hidrolizarse.
En el proceso de hidrólisis se generan iones H+ dan a la solución un carácter ácido. La constante del
anterior equilibrio Kh se denomina constante de hidrólisis o constante del ácido conjugado (Ka).
Kh = [BOH] [H+]
[B +]
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Donde Ka= Kw / Kb
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El grado de hidrólisis es el tanto por uno de los iones hidrolizados que también puede expresarse en
porcentaje  = [iones hidrolizados
[iones de la sal]
Las disoluciones amortiguadoras o reguladoras son aquellas capaces de mantener su pH prácticamente
constante aunque se diluyan o se les añadan pequeñas cantidades de un ácido o de una base.
La hidrólisis de una sal es la reacción ácido-base que pueden realizar los iones de la sal con el agua.
- Las sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte no producen reacción de hidrólisis y su
disolución es neutra (pH=7).
- Las sales procedentes de base fuerte y ácido débil presentan hidrólisis alcalina y su disolución
es básica (pH7).
- Las sales procedentes de base débil y ácido fuerte presentan hidrólisis ácida y su disolución
es ácida (pH7).
- Las sales procedentes de ácido débil y base débil presentan hidrólisis ácida y alcalina, y el pH
de su disolución depende de la fuerza relativa del ácido y la base de procedencia.
Aplicaciones: Los siguientes ejemplos sirven para ilustrar las consideraciones teóricas
desarrolladas hasta el momento y que son de aplicación en el análisis cualitativo.
a) Calcular la concentración molar de los iones: dada la molaridad y el grado de ionización de
un electrolito,
Ejemplo 1: Una solución 0,1 M
+
concentración del H
y del CH3COO-.
CH3COOH
 H
+
Co - Ci
Ci
0,1 M – 0,00134  (0,1 M . )
0,00134
0,09866
0,00134
+
de ácido acético está el 1,34% ionizada a 18º. Calcular la
X= Co. 
-
CH3COO
Ci
(0,1 M . )
0,1 M es la concentración molar total. De esta
cantidad está ionizada 1,34% o sea 0,0134 x 0,1 M =
0,00134 moles de ácido están totalmente
ionizados y
0,09866
0,1 - 0,00134 M están sin ionizar. (Cx= Ci = Co . )
0,00134
[H+] = [CH3 COO- ] = 0,00134
b) Calcular la constante de equilibrio
Ejemplo 2: Calcular Ka para el ácido acético de una solución 0, 1 M ionizado al 1,34%.
x= 0,1 M x 0,0134 = 0,00134 M están ionizados de H +
+
–
CH3COOH  H
+ CH3COO
y de CH3COO– y 0,09866 (0,1 – 0,00134) de ácido sin
Co - Ci
Ci
Ci
ionizar (CH3COOH)
0,1 M - Ci
(0,1 M . ) (0,1 M . )
0,09866
0,00134
0,00134
Ka = [H+] [CH3COO-] =
[H+] 2
[CH3COOH]
[ 0,1 – Ci]
= 0 ,00134 x 0,00134 = 1,819 x10-5 = Ka
0,09866
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c) Calcular la [H+], el pH y (), dada la molaridad , la constante y el grado de disociación
Ejemplo 3: La Ka del ác.acético es 1,76.10-5.Calcular la [H+] en una solución 0,04 M ,el pH y .
CH3COOH 
Co - Ci 
(0,04 – Ci) 
H+ + CH3 COOCi .
Ci
Ci .
Ci
[H+] =  Ka 0,04
K = [H+] [CH3 COO-] = [H+]2
[CH3COOH]
(0,04 - Ci)
K = [H+]2
0,04
[H+] = 8,48 x 10-4 M/L
= (Ci / Co).100
= (8,48.10-4 / 0,04).100 = 2,12 %
En (0,04– Ci ), Ci es
tan pequeña respecto a esa
concentración, que se
desprecia y se evita ecuación
de 2º grado
pH= - log [H+]
pH= 3,07
= 2,12%
Ejemplo 5: A 1 litro de ácido acético 0,1 M que está ionizado 1,34 % se añade 0,1 M de
CH3COONa. En ésta disolución la sal está ionizada el 80 %. Calcular la [H+] y el pH.
CH3 COOH  H
+
Co - Ci
0,09866
Ci
+
-
Ci = Co . 
Co = 0,1M
(Ci = 0,1 . 0,0134 = 0,00134)
0,00134
+ CH3COO-
0,1 M
0,08
Sea Ci = [ H+]
CH3COO
Ci
0,00134
CH3 COONa  Na
0,1 M
0,08
+
0,1 M
0,08
(0,1 . 0,8 = 0,08)
deseado
+
Ka = [ H ] [CH3COO- ] = [ H+ ] [ 0,08 + Ci ]
[ CH3COOH ]
[ 0,1 - Ci ]
[ H+] = [ Ka ] [CH3COOH ]
[ CH3COO- ]
[ H+] = 1,8 . 10-5 x 0,1 = 2,2 . 10-5 = [ H +]
0,08
pH = 4,65
La concentración del ion acetato
que se añade (0,08 M) es mayor a
la que proviene del ácido (0,00134
M), por lo que ésta última se
puede despreciar (Ci)
Por lo tanto: si una de las [ ]
aumenta, por efecto de ion
común, la otra tendrá que
disminuir en la misma intensidad
para que el producto sea igual a
una constante, para una [ ] dada
del ácido.
EQUILIBRIO HETEROGÉNEO
Equilibrio Heterogéneo es el que se establece cuando reactivos y productos constituyen un sistema
con dos o más fases, estos tienen que ver con otro tipo importante de reacción en solución: la disolución
o precipitación de compuestos iónicos.
El valor de la relación entre las cantidades de soluto y de solvente en una solución se indica por
alguna de las siguientes expresiones:
Concentración: expresión de la cantidad de soluto disuelto en una cantidad definida de solvente
o contenido en determinada cantidad de solución; puede expresarse en unidades físicas o químicas.
Solubilidad: La solubilidad de un soluto en un disolvente es la cantidad máxima de soluto que se
puede disolver en una cantidad dada de disolvente o de disolución a una temperatura determinada.
El grado de solubilidad de los sólidos varía entre 0 y 100% en los líquidos, según la naturaleza
química de las sustancias. Hasta el punto en que son solubles pierden su naturaleza cristalina y se
dispersan iónica o molecular mente en el disolvente para formar una verdadera disolución. Son
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ejemplos azúcar/agua, sal/agua. A menudo se dice que los líquidos y gases son miscibles en otros
líquido o gases, más que solubles. Así el nitrógeno, oxígeno, y dióxido de carbono son libremente
miscibles entre sí, y el aire es una solución (mezcla uniforme) de estos gases.
La proporción de sustancias en una solución depende de sus límites de solubilidad. Se suele
expresar como gramos de soluto por litro de solución (g/L) o número de moles por litro. Es propia para
cada sustancia y a una determinada temperatura, pero cambia conforme lo hacen las concentraciones
de los otros solutos. Por ejemplo, la solubilidad del Mg(OH)2 varía cuando se modifica el pH de la
solución.
Según la cantidad de soluto, las disoluciones pueden ser: Saturadas, sobresaturadas e
insaturadas.
La solubilidad de las sustancias sólidas aumenta a mayor temperatura, salvo pocas excepciones
(sulfato de litio, hidróxido de calcio, sulfato de calcio).
Disoluciones saturadas son aquellas en las que la sustancia disuelta está en equilibrio dinámico con el
soluto disuelto. En consecuencia contienen la máxima cantidad posible de un soluto a una temperatura
dada.
Disoluciones sobresaturadas son las que contienen una cantidad de soluto mayor concentración
de soluto que la que corresponde a una disolución saturada, es un sistema inestable. Cualquier
alteración del sistema (vibración, agitación, etc) provoca la precipitación del exceso de soluto.
Disoluciones insaturadas son aquellas que contienen una cantidad de soluto inferior a la que
indica su solubilidad.
Como se ha visto, la solubilidad de los compuestos iónicos es un fenómeno complejo en el que
intervienen diversos factores. En la práctica es útil conocer unas sencillas reglas aproximadas para
determinar la solubilidad o insolubilidad de las sustancias iónicas en disolución acuosa.
Con estas reglas, obtenidas experimentalmente, las sustancias se pueden clasificar en: solubles,
ligeramente solubles e insolubles.
 Solubles, cuya solubilidad es superior 0,02 moles de soluto por litro de disolución.
 Ligeramente solubles, sustancias de solubilidad aproximada a 0,02 moles por litro.
 Insolubles, cuya solubilidad no alcanza 0,02 moles por litro. dado que su solubilidad no es
realmente nula, realmente las denominamos poco solubles.
Constante de producto de solubilidad (KpS)
Cuando un compuesto soluble AB se disocia en A y B, la concentración de AB tiene influencia
sobre las concentraciones de A y B. No obstante, cuando AB es un compuesto poco soluble, las
concentraciones de A y B en solución no dependerán de la cantidad de AB precipitado. Por supuesto,
habrá un poco de AB precipitado y el mismo habrá alcanzado el equilibrio en la solución.
En una disolución saturada de una sal AnBm se establece el siguiente equilibrio entre AnBm (s), sal
sólida no disuelta y sus iones
AnBm (s)

nAm+(aq) + mBn-(aq)
Como [AnBm (s) es constante, entonces no se coloca en el denominador. Puesto que el equilibrio
expresa el grado en el que el sólido es soluble en agua, la constante se conoce como constante del
producto de solubilidad (o simplemente producto de solubilidad) y se denota como KpS y es igual al
producto de las concentraciones molares de los iones elevadas al coeficiente indicado en la ecuación
estequiométrica. La expresión general del producto de solubilidad es
[AnBm (s) KpS= [Am+ n [Bn-m
Ley del producto de solubilidad. "Experimentalmente se ha encontrado que en una solución
saturada, diluída, de un electrólito poco soluble, el producto de las concentraciones molares totales de los
iones es una constante, suponiendo que cada concentración se eleva a una potencia igual al número de
moles respectivos derivado de la ionización de un mol de la sustancia primitiva a una temperatura dada. "
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Podemos generalizar: que si un sólido puro o un líquido puro participa en un equilibrio
heterogéneo, su concentración no se incluye en la expresión de equilibrio para la reacción (es decir, no
se colocan en el denominador), pues se considera constante.
Limitaciones: La regla anterior está basada en un estudio experimental de las soluciones
diluidas saturadas de los electrólitos poco solubles. No es valedera para sales moderadamente
solubles, tales como NaCl o KClO3.
El producto de solubilidad tiene un valor que no cambia, para un soluto dado a una
temperatura específica. , la constante del producto de solubilidad (KpS) interpreta el equilibrio que existe
entre un soluto iónico sólido y sus iones en una solución acuosa saturada.
Los valores para muchos sólidos iónicos se encuentran tabulados en cualquier libro de química.
Ejemplo, solución acuosa saturada de BaSO4, el sólido es un compuesto iónico, electrólito fuerte
y produce iones Ba+2 y SO4-2 al disolverse. Se establece rápidamente el equilibrio siguiente entre el
sólido no disuelto y los iones hidratados en solución:
BaSO4(s)

Ba+2 (ac) + SO4-2 (ac)
La expresión del producto de solubilidad es: KpS BaSO4 = [Ba+2] [SO4-2] =1.1 x10-10
El valor de KpS para el BaSO4 es, un número muy pequeño que indica que sólo se disuelve una
cantidad muy reducida del sólido en agua.
Los tres tipos siguientes comprenden la mayor parte de los electrolitos que se encuentran en
análisis cualitativo.
Tipo 1 - Comprende sustancias tales como AgCI, AgI, BaSO4 y AlPO4, proporcionando un ión de
cada uno
El AgCI se ioniza de la manera siguiente:
AgCl  Ag+ + CIs
 s
+ s
KpS = [s] . [s]
x= solubilidad del AgCl
x = solubilidad de ión Ag+
x = solubilidad de ión
Cl-
K pS = s2
Tipo 2 - Comprende sustancias tales como Ag2S, CaF2 y Mg(OH)2
El Ag2S se ioniza según la ecuación, proporcionando 2 iones plata y 1 ion sulfuro
Ag2S  2Ag+ + S= 2
s  2 s
+ s
Kps = [2s]2 . [s]
x= solubilidad del Ag2S
2x = solub. de ión Ag+
x = solub. de ión S-2
K ps = 4 s3
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Tipo 3 - Comprende sustancias tales como As2S3 - Ca3(PO4)2 , etc.
Para el As2S3 se ionizan de la manera siguiente, proporcionando dos iones arsénico y tres iones sulfuro:
As2S3  2 As+3 + 3 S=
s
 2 s +3 s
s= solubilidad del As2S3
KpS
= [2s]2 . [3s]3
2s= solub. de ión As+3
5
K pS = 108 s
3 s = solub. de ión S-2
Ejemplos
Calcular KpS dada la solubilidad de una sustancia,
Ejemplo 1: La solubilidad del AgCl (mM= 143,5) es 0,0016 g por Litro. Calcular su KpS.
Puesto que la solubilidad se da en gramos por0,0016 /143,5 = 0,0000112 = 1,12 x 10 -5 moles /Litro
Litro, primero será necesario convertirla en
moles por Litro.
AgCl  Ag+ + ClUna solución acuosa saturada de AgCl es tan
l considerar
diluida que el AgCl disuelto se puede
completamente ionizado según la ecuación:

s
KpS
s
=
K pS
[s]
+
s
= s2
. [s]
-5 2
=
= 1,2 x 10-10
(1,12 x 10 )
Según la ecuación anterior, 1 mol de AgCl, completamente ionizado, dará un mol de Ag + y otro de Cl-. Por lo
tanto, 1,12 x 10-5 moles de AgCl producirán 1,12 x 10 -5 moles de Ag+ y la misma cantidad de Cl -. En otras
palabras, las concentraciones molares de los iones Ag + y Cl- son idénticas a la solubilidad del AgCl. Por lo
tanto, [Ag+] =1,12 x 10-5 y [Cl-] =1,12 x 10-5.
Ejemplo 2. La solubilidad del Ag2CrO4 (mM=332) es 2,5 x 10-2 g/L. Calcular su K pS
Paso 1: 0,025 g por Litro. La masa molar
deAg2CrO4 es 332; por lo tanto:
s=0,025 /332 = 0,00008 = 8 x 10-5 moles/Litro
Ag2CrO4  2 Ag+ + CrO4.=.
Paso 2:
Planteando la ecuación sustituir en base a x,
que es la solubiidad
Paso 3: Puesto que un mol de Ag2CrO4 da dos moles
de Ag+ y uno de CrO4=, 8 x 10-5 moles de Ag2CrO4
producirán 2 x 8 x 10-5 moles de Ag+ y 8 x 10-5 moles
de CrO4=. Substituyendo los valores se tiene:
K ps
=

s
K pS

KpS

KpS
=
2 s
+
2
[2 s] . [ s]
s
= 4 s3
[2.8x10-5]2 . [8x10-5] = 4.[8x10-5]3
4 .(8x10-5)3
= 2.1x10-12
4 (8 X 10-5)3 = 2,1 X 10-12
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Ejemplo 3: Una solución saturada de AgC2H3O2 (mM= 167) contiene 9,8 g por litro. La sal a esta dilución está el
72 por ciento ionizada. Calcular su K pS
Paso 1: El peso molecular del AgC2H3O2
es 167. De donde
AgC2H3O2
Paso 2:
s
KpS
9,8 / 167 = 0,059 moles /Litro de AgC2H3O2
Ag+ + C2H3O2 s + s
= [s] . [ s] = s2

KpS=[0,72 x 0,059] x [0,72 x 0,059] =
Paso 3: Si la sal estuviera ionizada el 100 por
ciento, [Ag+] y [C2H3O2-] serían iguales a
0,059. Ahora bien, la sal está el 72 por ciento
ionizada; por lo tanto:
KpS=[0,72 x 0,059]2 =
KpS= [0,0425]2 = 1,8 x 10-3
Calcular su solubilidad dada la constante del KpS. de una sustancia
A partir de la constante del Kps no sólo se puede calcular la solubilidad de la sustancia, sino
también la concentración de cualquiera de los iones. Esto es evidente teniendo en cuenta el hecho de
que existe siempre una relación definida entre la solubilidad de la sustancia y la concentración de los
iones en una solución saturada. Así, en sales del tipo 1, tal como AgCI, la concentración de cada ion
es idéntica a la solubilidad.
Ejemplo 4: El KpS de AgCl (mM=143,5) es 1,2 x 10-10. Calcular su solubilidad en g/L.
Este problema es el inverso del ejemplo 3.
El AgCl se ioniza de la
manera siguiente:
AgCl  Ag+ + Cls  s
+ s
KpS = [s] . [s] = s2
s = KpS
s = 1,2 x10-10
s = 1,12 x10-5
Sea s = solubilidad del AgCl moles por litro. Puesto que a esta dilución se puede considerar la sal
completamente ionizada, la concentración molar de Ag + y de Cl- será s. Por lo tanto, s = 1,12 x 10-5 moles por
Litro.
g /L AgCl = 143,5 g/mol . 1,12 x 10-5 mol/L = 0,0016 g/ Litro es la solubilidad del AgCl
Ejemplo 5: El KpS del Pb3(PO4)2 (mM = 811,51) es 1,5 x 10-32. Calcular su solubilidad en gramos por Litro.
Pb3(PO4)2
El Pb3(PO4)2 se ioniza según el esquema:
s


KpS =
3 Pb++ + 2 PO4-3
3 s
+ 2 s
[3 s]3 . [2 s]2 = 108 s5
108 s5 = 1,5 x 10-32
s5 = 1500 x 10-35 / 108 = 14 x 10-35
s = 5 14 x 10 -35= 1,05 x 10-7 moles / litro
s = 811,51 . 1,05 . 10-7 = 8,52 .10-5 g/L
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Ejemplo 6: El K pS de Mg(OH)2 es 3,4 x 10-11. Calcular la concentración de OH- en una solución acuosa
saturada.
El Mg(OH)2 se ioniza de la manera
Mg(OH)2  Mg++ + 2 OHsiguiente:
s
 s
+ 2s
K pS
Sustituyendo los valores se tiene:
=
[s]
. [2 s]2 = 4 x3
K pS = [Mg++] + [OH-]2
4 s3 = 3,4 x 10-11
s =33,4 x10-11/4
s = 2 x 10-4
[OH-] = 2 x 2 x 10-4 = 4 x 10-4 moles / Litro
APLICACIONES
El principio del producto de solubilidad es de gran valor en análisis cualitativo, ya que por su
significación el analista no sólo es capaz de explicar, sino también de predecir reacciones de
precipitación.
La disolución y precipitación de compuestos son fenómenos que ocurren tanto dentro de nosotros
como a nuestro alrededor. Ejemplos: la disolución del esmalte dental en soluciones ácidas causa caries
dental; la precipitación de ciertas sales en los riñones da origen a cálculos renales; las aguas de nuestro
planeta contienen sales que se han disuelto conforme el agua pasa por encima y a través del suelo; la
precipitación de CaCO3 de las aguas subterráneas es el origen de la formación de estalactitas y
estalagmitas dentro de las cavernas de piedra caliza; etc
Recordemos el uso del cociente de reacción Q, para determinar el sentido en el que una reacción
debe llevarse a cabo para alcanzar el equilibrio. En el caso que nos ocupa, la expresión del equilibrio no
tiene un denominador y por consiguiente no es en realidad un cociente. Por tanto Q, se suele describir
como producto iónico (QpS), es el producto de los iones elevados cada uno al correspondiente
exponente en un momento cualquiera (que puede o no coincidir con el momento de equilibrio).
La constante del producto de solubilidad (KpS) nos dice que en una solución acuosa saturada de
una sustancia poco soluble, los iones están presentes en tal concentración que su producto es
constante, por consiguiente, define la condición de equilibrio.
Cuando el producto iónico Qps se hace mayor que la constante del producto de solubilidad Kps
añadiendo un poco de NaCl a la solución saturada, precipita:
Qps = [Àg+ ] x
[Cl- ]  K AgCl
Qps

K AgCl
Precipita
según el principio del equilibrio, algo de Ag+ y de Cl- han de unirse para formar AgCl sin ionizar hasta
que el producto de CAg+
por
Ccl- alcance nuevamente el valor de la constante del producto de
solubilidad. El AgCl que se forma ha de precipitar, puesto que la solución está ya saturada con AgCl.
En el equilibrio nuevo que resulta, el valor de CAg+ será más pequeño que el que corresponde a un
solución saturada de AgCl en agua pura. La concentración de Cl- será tanto mayor cuanto más pequeño
se haga CAg+. Sin embargo es imposible reducir CAg+ a cero, porque el producto CAg+ x Ccl- ha de ser
siempre igual al KpS.
Factores que afectan la solubilidad
La solubilidad de los compuestos iónicos es afectada no sólo por la temperatura, sino también por
la presencia de otros solutos: 1) la presencia de ion común, 2) el pH de la solución ej. la presencia de
un ácido, 3) fenómeno de anfoterismo (relacionado con los efectos del pH.
1)- Presencia de ion común
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El término ión común se emplea para describir el comportamiento de una solución, en la cual se
produce el mismo ión debido a dos compuestos diferentes.
Como en cualquier otro equilibrio, el principio de Le Chatelier gobierna también el equilibrio de
solubilidad. De forma que la adición a una disolución salina de alguno de los iones constituyentes de la
sal, ión común, desplazará el equilibrio hacia la izquierda, es decir, provocará la precipitación de la sal.
Se utiliza mucho en gravimetría para precipitar completamente un ión, un ligero exceso de agente
precipitante.
Ejemplo: el agregado de Ca+2 (ac) o F-(ac) a una solución saturada de fluoruro de calcio reduce la
solubilidad de esta sal al desplazar el equilibrio a la izquierda:
Ca+2 (ac) + 2 F- (ac)
CaF2(s)
La adición de Ca+2 o F- desplaza el equilibrio a la
izquierda y reduce la solubilidad
Esta reducción de la solubilidad es por efecto del ión común. En general, la solubilidad de
una sal ligeramente soluble disminuye por la presencia de un segundo soluto que aporta un
ion común.
2)- pH
La solubilidad de casi cualquier compuesto iónico se afecta si la solución se hace lo bastante
ácida o básica. Sin embargo, los efectos son muy notorios sólo cuando uno de los iones que participan,
o los dos, son moderadamente ácidos o básicos.
Ej.1: La solubilidad del CaF2 aumenta conforme la solución se hace más ácida, puesto
que el ion F- , es la base conjugada del ácido débil HF. El equilibrio de solubilidad del CaF2
se desplaza a la derecha conforme la concentración de iones F- se reduce por protonación
para formar HF. Por consiguiente, el proceso de disolución se puede entender en términos
de dos reacciones consecutivas:
CaF2(s)
F (ac) + H+(ac)
-


Ca+2 (ac) + 2 F- (ac)
HF (ac)
La ecuación para el proceso global es
CaF2(s) + 2H+(ac) 
Ca+2 (ac) + 2HF (ac)
Otras sales que contienen aniones básicos como CO3-2, PO4-3, CN-, o S-2 se comportan de
manera similar.
Ej. 2: Los hidróxidos metálicos como el Mg(OH)2, son buenos ejemplos de compuestos que
contienen un ion fuertemente básico, el ion hidróxido. Como hemos visto, la solubilidad del
Mg(OH)2 aumenta considerablemente con la acidez de la solución.
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Ej. 3: Considere una solución saturada de Mg(OH)2, tiene un pH de 10,52 , en este caso el
pOH= 3,48 , la concentración de [ OH-] es 3,31 x10-4 , según cálculos:
Mg(OH)2 (s) =
KpS =
1,8 x10-11 =
[Mg+2] =
Mg+2 (ac) + 2 OH- (ac)
[Mg+2] [OH-]2
[Mg+2] [3,31 x10-4 ]2
1,8 x10-11
= 1,64 x10-4 M
-4 2
[3,31 x10 ]
Suponga ahora que se tiene Mg(OH)2 sólido en equilibrio con una solución amortiguada a
un pH de 9.0. En este caso el pOH es 5.0, es decir [OH-] = 1.0x10-5. Si insertamos este valor de
[OH-] en la expresión del producto de solubilidad tenemos que:
KpS= [Mg+2] [OH-] 2 = 1.8 x 10-11 = [Mg+2] [1.0x10-5]2 = 1.8x10-11
[Mg+2]
= 1.8x10-11 = 0,18M
(1.0x10-5 ) 2
Así pues el Mg(OH)2 se disuelve en una solución hasta que [Mg+2] = 0,18M. Se puede ver que el
Mg(OH)2 es muy soluble en esta solución . Si la concentración de OH- se redujera aún más
haciendo la solución más ácida, la concentración de Mg+2 tendría que aumentar para conservar
la condición de equilibrio. Por tanto, una muestra de Mg(OH)2 se disolverá totalmente si se agrega
suficiente ácido .
Estos ejemplos ilustran una regla general: la solubilidad de las sales ligeramente solubles que contienen
aniones básicos aumentan con [H+ (conforme el pH se reduce). Cuánto más básico es el anión, más
influye el pH sobre la solubilidad. Las sales con aniones de basicidad insignificante (los aniones de los
ácidos fuertes) no son afectados por los cambios de pH.
3)- Anfoterismo
Muchos hidróxidos y óxidos metálicos de iones como por ej. Al+3 ; Cr+3; Zn+2 y Sn+2 que son
relativamente insolubles en agua neutra, se disuelven en soluciones fuertemente ácidas o básicas,
porque ellas mismas son capaces de comportarse ya sea como un ácido o como una base, son
anfóteras. Conforme se agrega a una solución de Al+3 hidróxido de sodio en pequeña cantidad, se
forma un precipitado de Al(OH)3 ; cuando se adiciona en exceso el Al(OH)3 se disuelve pasando a
NaAlO2, lo que pone de manifiesto el anfoterismo del Al(OH)3.
A) PRECIPITACIÓN DE SALES
La precipitación es la formación de un sólido insoluble, denominado precipitado, en el seno de una
disolución. Para que se forme un precipitado debe sobrepasarse el punto de saturación. Ello significa
que el producto de las concentraciones de los iones, elevados cada uno al correspondiente exponente,
debe ser mayor que KpS (el producto de solubilidad de la sal a esa temperatura).
1- Precipitación selectiva
Los iones se pueden separar unos de otros con base en la solubilidad de sus sales.
La separación de iones en solución acuosa empleando un reactivo que forma un precipitado con uno o
unos pocos de los iones se conoce como precipitación selectiva.
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Ejemplos:
a. Considere una solución que contiene Ag+ y Cu+2. Si se agrega HCl a la solución se precipita
AgCl (Kps= 1.8x10-10), en tanto que el Cu+2 permanece en solución porque el CuCl2 es soluble.
b. El ion sulfuro se suele emplear para separar iones metálicos porque la solubilidad de dichas
sales de sulfuro abarcan una amplia variedad y dependen en alto grado del pH de la solución.
Por ejemplo, suponga que una solución contiene tanto Cu+2 como Zn+2. Estos iones se pueden
separar haciendo burbujear H2S gaseoso a través de una solución correctamente acidificada.
Puesto que el CuS (Kps=6x10-37) es menos soluble que el ZnS (Kps= 2x10-25) el CuS precipita de
una solución acidificada (pH=1) pero no ocurre lo mismo con el ZnS.
Cu+2 (ac) + H2S (ac) = CuS (s) + 2 H+
2- Precipitación fraccionada
En muchas ocasiones es preciso separar por precipitación sólo algunos de los iones presentes en una
disolución. Se consigue mediante la precipitación fraccionada, que se basa en la diferencia entre los
valores de KpS de las sales que se van a precipitar. Consiste en calcular con la ayuda del principio del
producto de solubilidad, cual de los dos compuestos requiere la concentración más pequeña del ion que
causa la precipitación.
Ejemplo: Una solución con cantidades equivalentes de Ba +2 y Sr+2 (50 mg/L) le agrego una gota de H2SO4
diluido ¿Cuál precipitará primero?
Calcular con la ayuda del KpS cuál de los compuestos requiere la concentración más pequeña del ión que
causa la precipitación.
Kps BaSO4= 1,1,x10-10 (1)
m. at. Ba+2= 137,3
-7
Kps SrSO4 = 2,8x10
(2)
m. at Sr+2 = 87,6
[Ba+2] = 0,050 = 3,64 x10-4 M/L
[Sr+2]= 0,050 = 5,7x10-14 M/L
137,3
87,6
Las expresiones generales para los Kps son:
+2
-2
-10
[Ba ] [SO4 ] = Kps= KBaSO4 = 1,1x10
(1)
+2
-2
-7
[Sr ] [SO4 ] = Kps= KSrSO4 = 2,8x10
(2)
Sustituyendo los valores de [Ba+2] y [Sr +2] en (1 ) y (2) obt.
[SO4-2] necesario para precipitar BaSO4 = 1,1x10-10 = 3,09x10-7
3,64 x10-4
-2
[SO4 ] necesario para precipitar SrSO4 = 2,8x10-7 = 4,91 x10-4
5,7 x10-4
-7
Puesto que 3,09x10 es el valor más pequeño el KpS del BaSO4 queda satisfecho primeramente y por lo tanto
+2
Ba precipita primero.
B) EQUILIBRIOS SIMULTÁNEOS
Algunos ácidos y bases débiles reaccionan con iones metálicos formando compuestos insolubles. La
reacción entre iones metálicos con disoluciones de amoníaco da lugar a la formación de hidróxidos
insolubles.
C) IMPEDIR LA PRECIPITACIÓN
Para impedir la precipitación de un electrolito poco soluble ha de haber algún reactivo que mantenga la
concentración de uno de los iones tan pequeña que no se pueda alcanzar el KpS del compuesto.
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Ejemplo: Una disolución es 0,1 M en NH3 y 0,1 M en Mg(NO3)2, que es una sal soluble. ¿Precipitará Mg(OH)2?
Kb NH4OH = 1,8.10-5 =1,3.10-2 KpS Mg(OH)2 = 1,5.10-11
+2
NO3-
Mg(NO3)2 = Mg + 2
Co
Co
2 Co
0,1 M
0,1 M
2. 0,1 M
NH3 + H2O =
Co – Ci
NH4+
Ci
+
OHCi
Kb = 1,8.10-5 =0,013
Ci = Co . 
Ci = 0,1 . 1,3.10-2
Por estar Mg(NO3)2 totalmente disociada en disolución:
[Mg+2] = [sal] = 0,1 mol/L y [OH-] = x mol/L
Además del NH3 se tiene para el segundo equilibrio
[OH-] = Co.   0,1 . 1,3.10-2 = 1,3.10-3 mol/L
Por tanto [Mg+2] [OH-]2 = 0,1 .( 1,3.10-3)2 = 1,7.10-7
Ejemplo1: Si se añade una concentración moderada de NH4OH a una solución que contiene MgCl2 en
presencia de sales de amonio a)precipita Mg(OH)2 y b) en presencia de NH4Cl, no precipita. Hay
desplazamiento de los equilibrios (por ser el NH4Cl una sal muy disociada) provocando un aumento grande
+
de la [NH4 ].
a) MgCl2
+ NH4OH 
precipita Mg(OH)2
b) MCl2 + NH4Cl + NH4OH 
no precipita
Aplicando la ley de acción de masas:
Mg(OH)2
Mg+2 + 2 OHse tiene que KpS Mg(OH)2 = [Mg+2] [OH]2 (1)
+
NH4OH
NH4 + OH
Kb NH4OH = [NH4+] [OH]
(2)
[NH4OH]
En (2) al ser mayor la [NH4+] debe disminuir [OH] en la misma proporción para mantener Kb cte. Por lo
tanto esta disminución aplicada a (1) provocará una menor [OH-] que multiplicada por la [Mg+2] no alcanza
a superar el valor de KpK, impidiendo la precipitación.
Cuando se realiza la precipitación y el sistema ha alcanzado el equilibrio, la solución en contacto con el
precipitado contendrá los iones del precipitado en concentraciones tales para satisfacer la constante del
producto de solubilidad. Ejemplo: en las soluciones donde se precipita CdS, se tendrá [Cd+2] x [S-2] =
KpS
Ahora, si por la adición de algún reactivo la concentración del Cd+2 o del S-2 o de los dos se disminuyen,
entonces [Cd+2] x [S-2]
 KpS
Como consecuencia se disolverá CdS para reemplazar los iones quitados hasta que el producto de
solubilidad alcance otra vez el valor de la constante del producto de solubilidad. Si el reactivo que se ha
añadido, por ejemplo el HCl, es de tal concentración que el valor de [S-2] se mantienen continuamente
por debajo del que es necesario para que se alcance el producto de solubilidad de CdS, entonces se
disolverá todo el CdS. El HCl concentrado no sólo disolverá el CdS, como se acaba de explicar, sino
que su presencia en una solución de Cd+2 impedirá la precipitación de éste en forma de CdS por
precipitación de H2S. Esto es lo que debería esperase, puesto que la gran concentración del H+
suministrado por el HCl concentrado reduce la [S-2] derivado del H2S (efecto del ion común) a un valor
tan pequeño que la constante del producto de solubilidad del CdS no se puede alcanzar.
D) DISOLUCIÓN DE PRECIPITADOS:
La precipitación y la disolución son de importancia tan fundamental en análisis cualitativo, que es
conveniente en este momento considerar desde un punto de vista teórico los distintos métodos de que
se puede disponer para disolver electrolitos poco solubles. Partiendo del principio del producto de
solubilidad en todo caso en que se disuelve un precipitado por la adición de un reactivo determinado, la
acción consiste en disminuir la concentración de uno o de los dos iones del precipitado.
La concentración de un ion se puede reducir por uno de los métodos siguientes:
 Formación de un electrolito débil;
 Por un cambio de carga en el ion (oxidación – reducción).
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
Formación de un ion complejo
 Precipitación, es decir por formación de un compuesto poco soluble:
Se puede utilizar este método para convertir un electrolito poco soluble en otro que es menos soluble.
Ejemplo; si se pone en digestión AgCl con una solución de KI , prácticamente todo el AgCl se convertirá en
AgI.
Ejemplo: disolución de haluros de plata tratados con Na2S ó H2S
Kp.S AgCl = 1.1x10-10
-2
2 AgI (ppdo) + S
=
Ag2S (pdo. negro) + 2 I
Kp.S AgI = 1.5x10-16
Kp.S Ag2S = 1.6x10-49
2- Formación de un electrolito débil:
Se aplica a la solución de electrolitos poco solubles derivados de ácidos y bases débiles. El electrolito débil
que se forma en cada caso puede existir en equilibrio con sus iones sólo cuando estos están presentes en
concentraciones extraordinariamente pequeñas.
La concentración grande de H+ suministrada por el HCl reduce la concentración del anión de la solución en
cada caso a un valor tan pequeño que el producto de solubilidad del precipitado no se alcanza nunca y por lo
tanto aquel se disuelve.
El electrolito débil que se forma y al cual es debida la disolución del precipitado, puede ser también una base
débil, una sal poco ionizada o el agua.
Ejemplo: CaCO3 + HCl
= CaCl2 + H2CO3
Mg(OH)2 + 2 NH4Cl
=
MgCl2 + 2 NH4OH
PbSO4 + NH4C2H3O2 =
Pb(C2H3O2)2 + (NH4)2SO4
Mg(OH)2+ HCl
=
MgCl2 + H2O
Análogamente: FeS ; Ca3(PO4)2 ; CaC2O4 por formar sus respectivos ácidos (H2S ; H2PO4- ; H2C2O4)
3- Por un cambio de carga en el ion (oxidación-reducción):
Por óxido reducción disminuir la concentración de uno de los iones, se puede mencionar por ejemplo: CuS
-2
0
tratado con HNO3. Este último oxida el S a S
-2
Conservando la concentración S por debajo del valor necesario para satisfacer la constante del producto de
solubilidad del CuS y por lo tanto éste se disuelve.
3 CuS(s) + 8 HNO3
=
3 Sº + 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
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4- Formación de un ion complejo:
La formación de iones complejos es una de las formas más utilizadas para disolver precipitados o para impedir la precipitación de ciertos
cationes, cuando se desea precipitar otros.
Por ejemplo, para disolver precipitados de AgCl suele añadirse NH3, debido a que el catión Ag+ forma el ion complejo con las moléculas
de amoníaco, según
Ag+ + 2 NH3 = [Ag(NH3)2]+ que está en equilibrio con las especies que los forman.
La constante de este equilibrio, denominada constante de formación o de estabilidad del ion complejo es
Ke= [Ag(NH3)2]+
[ Ag+] [NH3]2
Si Ke es muy grande significa que el equilibrio está muy desplazado hacia la derecha, es decir, el complejo es estable.
A veces se utiliza la constante de inestabilidad o de disociación de un complejo, Ki, que se define
Ki = 1 = [ Ag+] [NH3]2
Ke
[Ag(NH3)2]+
Los compuestos tales como AgCl y Ag3AsO4 se disuelven en NH3 a causa de la formación del ion complejo Ag(NH3)2+ .
+
Este ion en presencia de un exceso de NH3 produce muchísimos menos iones Ag en la solución que los que daría una
+
solución acuosa saturada, tanto de AgCl como de Ag3AsO4. Por lo tanto la concentración de Ag se mantiene
continuamente por debajo del valor requerido para alcanzar la constante del producto de solubilidad del AgCl o de
Ag3AsO4 y como consecuencia, estos precipitados se disuelven completamente.
+
Ejemplo:
AgCl (s) + 2 NH3 = Ag(NH3)2
Análogamente: AgI en KCN o en Na2S2O3.
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GUÍA TEÓRICA
INTRODUCCIÓN - QUÍMICA ANALÍTICA - EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
1- Enumere los pasos de un análisis





2- Defina brevemente :
DESCRIPCIÓN
EJEMPLOS
Definición
Tipos
Errores
Determinados
Errores
Indeterminados
Exactitud
Presición
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3- Complete el siguiente cuadro
DEFINICIÓN
EJEMPLO
Equilibrio
homogéneo
Equilibrio
heterogéneo
Solución
concentrada
Solución diluida
Electrolito fuerte
Electrolito débil
Base conjugada
Ácido conjugado
4- Enuncie el Principio de Le Chatelier.
5- Enuncie la Ley de acción de masas ó concentraciones moleculares. Indique las limitaciones de dicha ley
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
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EQUILIBRIO HETEROGÉNEO - PRODUCTO DE SOLUBILIDAD - Kps
6- Defina en forma completa
Concentración de una sustancia
Solubilidad de una sustancia
Solución saturada
Solución diluida
Producto de solubilidad
Constante del Producto de
Solubilidad
7- ¿Es lo mismo decir que un compuesto es poco soluble, insoluble ó precipitado? Justifique su respuesta
8-
Establezca la diferencia entre el cociente de producto iónico (QpS) y constante de producto de solubilidad
(KpS)
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
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9- ¿Por qué la concentración de sólido no disuelto no se incluye explícitamente en la expresión de la constante
del producto de solubilidad?
10- Describa brevemente los factores que afectan la solubilidad
Factores
Descripción
Ejemplo
Presencia de ion
común
pH
Anfoterismo
11- ¿Por qué se produce la precipitación? Nombre los tipos de precipitación de sales
12- Describa muy brevemente los métodos usados para disolución de precipitado
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
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TRABAJO
PRÁCTICO Nº 1
REACCIONES DE CARACTERIZACIÓN DE IONES
La química analítica se puede dividir en dos áreas: análisis cualitativo y análisis cuantitativo.
Este último incluye técnicas clásicas e instrumentales (volumetrías – gravimetrías).
El análisis cualitativo tiene por objeto identificar los distintos componentes de una muestra
problema, ya sea una sustancia pura, una mezcla de sustancias o soluciones, más o menos complejas.
La mayor parte de las reacciones que se usan dentro del análisis cualitativo son además reacciones que
sirven para el dosaje cuantitativo.
En el análisis cuantitativo se determinan las proporciones relativas de los componentes. Se
interesa en la determinación de qué cantidad de una sustancia en particular está presente en una
muestra. En el análisis cuantitativo se emplean métodos clásicos (gravimetrías y volumetrías) y
métodos instrumentales (espectroscopías, cromatografías, potenciometría, etc.).
En el análisis químico cualitativo y cuantitativo se usan todas aquellas reacciones que ocurren en
forma total, y que se observan directamente a través de los sentidos, ya sea por la formación de
precipitados, aparición o desaparición de colores, desprendimientos gaseosos, etc.
REVISIÓN DE CONCEPTOS
Las sustancias se pueden clasificar como electrolitos y no electrolitos según el comportamiento
de sus soluciones acuosas con respecto a la corriente eléctrica.
No electrolitos: sustancias generalmente del tipo molecular, que al disolverse en solución
acuosa no se disocian en sus iones. Por lo tanto sus disoluciones acuosas no conducen la corriente
eléctrica.
Electrolitos: solutos que en solución acuosa, al disolverse, se disocian en iones por lo tanto sus
disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. En general son compuestos iónicos (ej: NaCl),
pero también algunos covalentes (ej: HCl gaseoso).
Se define grado de ionización o disociación () como la fracción del mol que se ioniza o
disocia:
= Ci/Co
Luego,  puede tomar valores entre 0 y 1; por ejemplo HCl 0,1M con un  = 100%, significa que el
ácido está totalmente disociado. Si  = 75% significa que de cada 100 moléculas, 75 están disociadas.
Para el ácido acético 0,1 M = 1,34%, significa que de cada 100 moléculas, 0,0134 están disociadas.
Los electrolitos se pueden clasificar en:
 Débiles: Sustancias iónicas, aunque hay también algunas covalentes, que al disolverse en solución
acuosa existen parcialmente o poco ionizadas. Tienen un grado de disociación pequeño, aún en
solución diluida.
 Fuertes: Sustancias iónicas, aunque hay también algunas covalentes, que al disolverse en solución
acuosa se disocian en sus iones por completo o casi por completo. Tienen un grado de disociación
próximo a uno en cualquier solución.
El amoníaco y la mayoría de las bases orgánicas.
Electrolitos débiles Muchos ácidos inorgánicos, (ej: H2S; H2CO3; H2SO3)
La mayoría de los ácidos orgánicos.
Los haluros, cianuros y sulfocianuros de mercurio, cinc y cadmio.
Los ácidos inorgánicos HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3 y H2SO4 .
Electrolitos fuertes La mayoría de las sales solubles, excepto: acetato de plomo, sulfocianuro
férrico.
Los hidróxidos alcalinos, alcalinos térreos.
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias en proporción variable. El
solvente o disolvente es la sustancia que hace de medio de disolución y por lo general es el
componente que está en mayor cantidad, respecto al soluto, que es la sustancia que se disuelve.
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
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Cuando el agua es el medio de disolución se denominan soluciones acuosas y son las más
ampliamente utilizadas.
Una solución es diluida si contiene una cantidad relativamente pequeña de soluto disuelto (por
ejemplo: alrededor de 0,05g de azúcar en un vaso de agua); y es concentrada cuando contiene
cantidades relativamente grandes de soluto disuelto (ejemplo: un jarabe es una solución concentrada de
azúcar en agua).
Las soluciones que se emplean comúnmente en el laboratorio suelen comprarse en forma concentrada.
Podemos obtener soluciones de más baja concentración agregando agua, en un proceso llamado
dilución. De este hecho se desprende la fórmula de la dilución C1.V1 = C2.V2
Se emplea el término concentración para designar la relación de la cantidad de soluto disuelta en una
cantidad dada de disolvente o solución. Esta relación puede expresarse en distintas unidades físicas o
químicas, dando lugar a soluciones empíricas o valoradas respectivamente. Por otra parte, la
solubilidad de una sustancia es la máxima cantidad de soluto que se disuelve en una determinada
cantidad de disolvente a una temperatura específica, es propia de cada sustancia, obtenemos así una
solución saturada. La solubilidad se expresa en gramos de soluto por litro de solución o bien moles de
soluto por litro de solución.
Las sustancias pueden ser solubles, si se disuelve en forma visible una cantidad suficiente al agregar
agua por ejemplo KNO3 3,12 g/L, y poco solubles o precipitados o insolubles, por ejemplo AgCl
0,00001g/L ó 1 x 10-5 g/L.
Debemos tener cuidado de no confundir el grado en el cual un electrolito se disuelve (solubilidad), con
su calidad de fuerte o débil. Por ejemplo el ácido acético es muy soluble en agua pero es un electrolito
débil. En cambio el hidróxido de magnesio es poco soluble (KpS Mg(OH)2=3,4.10-11, solubilidad 2,04 10 -4
mol/L), pero la cantidad de la sustancia que se disuelve se disocia totalmente, es un electrolito fuerte.
Una solución es saturada si el soluto disuelto está en equilibrio con un exceso de soluto sin disolver. Se
dice que ya no admite más soluto a esa temperatura. Una solución es insaturada o no saturada cuando
la relación soluto/solvente es inferior a la que correspondería a una solución saturada. Una solución
sobresaturada es un sistema inestable en el cual la relación soluto/solvente es superior a la de una
solución saturada. Cualquier alteración del sistema (vibración, agitación, etc) provoca la precipitación
del exceso de soluto.
Existe una serie de leyes que rigen las reacciones químicas y que tiene que ver con el grado en
que se producen y con el mecanismo bajo el cual ocurren.
Las reacciones irreversibles se producen en un solo sentido hasta completarse.
Las reacciones reversibles son aquellas en las cuales tanto la reacción directa como la inversa se
producen en magnitud apreciable. Las que utilizamos 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 productos es constante,
debido a que las velocidades de los procesos directo e inverso son iguales. Este equilibrio se mantendrá
indefinidamente si se mantienen constantes las condiciones de presión y temperatura.
Hablamos de equilibrio homogéneo cuando todas las especies químicas están en la misma fase,
generalmente en solución acuosa.
La posición del equilibrio es independiente de la ruta que se siguió para alcanzarlo. Sin embargo,
esta relación se altera por la aplicación de tensión al sistema, que puede ser un cambio en la
temperatura, en la presión (si uno de los reactivos o productos es un gas) o en la concentración total de
un reactivo o producto. Estos efectos se pueden predecir cualitativamente a partir del principio de Le
Chatelier, el cual establece que la posición de un equilibrio siempre cambia en una dirección tal que
alivia la tensión aplicada al sistema.
La influencia de la concentración (o de la presión si las especies son gases) sobre la posición de
equilibrio químico se describe cuantitativamente por medio de la expresión de la “constante de
equilibrio” que son ecuaciones algebraicas que relacionan las concentraciones molares de reactivos y
productos en equilibrio mediante una cantidad numérica, que resulta ser la expresión matemática de la
Ley de acción de masas, de gran importancia práctica porque permite predecir la cuantitatividad de
una reacción.
La velocidad de una reacción química a temperatura constante es proporcional al producto de las
concentraciones de las sustancias reaccionantes. Aplicando esta ley a sistemas homogéneos, se llega
para una reacción reversible a una expresión matemática de las condiciones de equilibrio.
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
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Para una ecuación:
aA + bB = cC + dD
Una vez alcanzado el equilibrio, se comprueba experimentalmente que a una temperatura
determinada, existe una relación constante entre las concentraciones de los productos y de los
reactivos, la cual se puede expresar de la siguiente manera
CcDd
Kc 
AaBb
Siendo [A] el valor de la concentración del reactivo “A” en el equilibrio, lo mismo para las otras
sustancias.
La ecuación es una expresión matemática de la ley de acción de masas, cuyo enunciado es:
"Cuando a una temperatura dada, se alcanza un equilibrio en una reacción reversible, el producto
de las concentraciones molares de los productos de la reacción, dividido por el producto de las
concentraciones molares de los reactivos, cada concentración elevada a sus coeficientes
estequiométricos, es una constante."
Limitación: la ley de acción de masas se aplica sólo a soluciones diluidas de electrolitos débiles.
Sin embargo, no dan información sobre la velocidad en que se alcanzará el equilibrio (ver tabla de los
equilibrios típicos y expresiones de sus constantes de equilibrio).
El estado de equilibrio, a nivel microscópico, es dinámico, en el sentido de que tanto los
reactivos como los productos se forman con la misma velocidad a la que se consumen. A nivel
macroscópico, se caracteriza porque, a una temperatura determinada, las concentraciones de las
distintas sustancias no varían con el tiempo.
Equilibrio Heterogéneo es el que se establece cuando reactivos y productos constituyen un sistema
con dos o más fases, estos tienen que ver con otro tipo importante de reacción en solución: la disolución
o precipitación de compuestos iónicos.
En soluciones saturadas, diluidas, de electrolitos poco solubles se establece un equilibrio entre
la sal sólida no disuelta y sus iones, que a temperatura determinada es constante y se denomina
producto de solubilidad (KpS)
Ley del producto de solubilidad: Experimentalmente se ha encontrado que “en una solución saturada
de un electrolito poco soluble, el producto de las concentraciones molares totales de los iones es una
constante, suponiendo que cada concentración se eleva a una potencia igual al número de moles
respectivos derivado de la ionización de un mol de la sustancia primitiva a una temperatura dada.”
Las concentraciones de un líquido o sólido puro se pueden considerar que no cambian y por lo tanto,
no intervienen en la expresión de la constante de equilibrio.
Limitaciones: La regla anterior está basada en un estudio experimental de las soluciones
diluidas saturadas de los electrólitos poco solubles. No es valedera para sales moderadamente
solubles, tales como NaCl o KClO3.
La precipitación es la formación de un sólido insoluble, denominado precipitado, en el seno de
una disolución. Para que se forme un precipitado debe sobrepasarse el punto de saturación. Ello
significa que el producto de las concentraciones de los iones en un momento cualquiera (QpS), debe ser
mayor que el producto de las concentraciones de los iones en el equilibrio KpS a esa temperatura.
REGLAS DE SOLUBILIDAD
Como se ha visto, la solubilidad de los compuestos iónicos es un fenómeno complejo en el que
intervienen diversos factores. En la práctica es útil conocer unas sencillas reglas aproximadas para
determinar la solubilidad o insolubilidad de las sustancias iónicas en disolución acuosa. Con estas
reglas, obtenidas experimentalmente, las sustancias se pueden clasificar en : solubles , ligeramente
soluble e insolubles.
 Solubles: cuya solubilidad es superior a 0,02 moles de soluto por litro de disolución.
 Ligeramente solubles: sustancias de solubilidad aproximada 0,02 moles por litro
 Insolubles: cuya solubilidad no alcanza 0,02 moles por litro. Dado que su solubilidad no es
realmente nula, comúnmente las denominamos poco solubles.
A continuación veamos la solubilidad de los compuestos iónicos en agua a 25 ºC
Compuestos
Solubilidad
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Excepciones
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-
Compuestos
de
los
metales alcalinos (grupo 1)
y del ión NH4+
- Sales que contienen los
iones nitrato, NO3- ; clorato;
ClO3-,
perclorato,ClO4-,
y
acetato CH3COO- Hidróxidos
Solubles
Insoluble
- Sales que contienen los
iones cloruro, Cl-, bromuro, Bro yoduro, I- Carbonatos (CO3-2) y fosfatos
(PO4-3)
- Sulfatos
Solubles
(SO4-2)
Solubles
Las que contienen los iones Ag+,
Hg2+2 y Pb+2 son insolubles.
Insolubles
Los de los metales alcalinos , del ion
amonio NH4+ y de Mg+2 son solubles.
Solubles
- Sulfuros (S-2)
Los de los metales alcalinos y de
Ba+2 son solubles. El hidróxido de
Ca+2 el ligeramente soluble.
Insolubles
Los de Ba+2, Hg+2y Pb+2 son
insolubles. Los de Ca+2 y Ag+ son
ligeramente solubles.
Los de los elementos de los grupos 1
y 2 y del ion NH4+ son solubles
CLASIFICACIÓN ANALÍTICA DE CATIONES
Experimentalmente se demuestra que ciertos iones metálicos se comportan de manera semejante
tratados con un reactivo determinado. Así añadiendo un ligero exceso de HCl diluido a una solución
que contiene todos los iones metálicos corrientes, se obtiene un precipitado formado por los cloruros de
Plata,
Plomo y Mercurioso. Por consiguiente, estos iones metálicos se clasifican juntos y
colectivamente se conocen como Grupo I. De manera semejante, por adiciones sucesivas de otros
reactivos, se pueden separar en grupos los restantes iones metálicos.
Grupo
CATIONES
Reactivo General
y condición
Consideraciones
1º
Ag+, Pb+2, Hg2+2
HCl diluído
Sus cloruros son poco solubles. El PbCl2 es soluble en
agua (9,9 g/L a 20ºC) y mas soluble en agua caliente
(33,4 g/L a 180ºC). Por esta razón no se precipita
totalmente en este grupo y se encuentra luego, en el 2º
2º
Pb+2, Hg+2, Bi+3,
Cu+2.. Cd+2,
As+3,+5,
Sb+3,+5,Sn+2,+4
H2S
[S-2]= 10-22
en presencia de
HCl 0,3 N
Sulfuros insolubles en HCl diluido
Sólo forman complejos con amoníaco :Cu+2 y Cd+2
Los iones anfóteros :Pb+2, As+3, As+5, Sb+3, Sb+5,Sn+2 y
Sn+4
3º
Ni+2, Co+2, Fe+2
Fe+3, Mn+2
Al+3, Cr+3, Zn+2
En solución básica la concentración de S-2 es más alta
H2S
que en solución ácida.
-2
-1
[S ]= 10
Los iones Al+3, Fe+3 y Cr+3 no forman sulfuros insolubles y
En medio
se precipitan como hidróxidos.
amoniacal en sol. Forman complejo con amoníaco Ni+2 y Zn+2
de NH4OH-NH4Cl Los iones anfóteros: Mn+2, Al+3, Cr+3, Zn+2
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4º
Ca+2, Ba+2, Sr+2
5º
Mg+2, Na+, K+, NH4+
Precipitan como carbonatos. En presencia de NH4Cl.
(NH4)2CO3
Pertenecen a este grupo los sulfuros e hidróxidos que no
En medio
se precipitan con los reactivos de los grupos 2 y 3.
amoniacal en
solución de
NH4OH- NH4Cl
Sin reactivo
general
Identificación con reactivos especiales. Sus cloruros,
sulfuros, hidróxidos y carbonatos son solubles
CLASIFICACIÓN ANALITICA DE ANIONES
La investigación analítica de aniones en una muestra problema presenta caracteres muy
particulares y distinta de la investigación de cationes.
No existe una marcha definitiva y aceptada para la investigación sistemática de aniones. Una de las
causas de esta situación, es que éstos se transforman con relativa facilidad, perdiendo su individualidad
y sus características.
Hay distintas formas de agruparlos. Una de ellas es según el criterio del Prof. Vanossi, que los
divide a los aniones en seis grupos. Se trata de una serie de agrupaciones con características comunes,
una ordenación con criterio práctico analítico y cuyo esquema es el siguiente:
GRUPO
1o
ANIONES
Consideraciones
CO3-2 ,HCO3-, S-2 ,SO3-2 ,S2O3-2 CN- ,NO2- Aniones de ácidos débiles, que se desplazan y
ClOdesprenden en forma gaseosa, con ácidos
fuertes.
2o
PO4-3
, SiO3-2,
(COO)2-2, F-, BO3-3
3º
AsO2- , AsO3-3, AsO4-3; CrO4-2 Cr2O7-2
MnO4-, AlO2- y ZnO2-2
4o
Cl-, Br-, I-, CN-, SCN-, Fe (CN)6
5o
SO4-2 , SiF6-2 , Se O4-2
6o
NO3-, ClO3-, ClO4-, IO3-, BrO3- y
COO-
Aniones molestos en una marcha general. Dan
precipitado con cationes del 3º y 4º grupo en
medio alcalino.
Aniones Anfóteros
-3
Precipitan con Ag+ en medio H NO3
Precipitan con Ba+2 en medio HCl
CH3-
EXPERIENCIAS
Sin reactivo general
A
REALIZAR
OBJETIVO:
- Realizar reacciones de identificación de cationes y aniones de aplicación agro - bromatológica,
Efectuar e interpretar las reacciones de los iones con los respectivos reactivos.
Analizar muestras y determinar los iones presentes en la misma.
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A)
REACCIONES DE CARACTERIZACIÓN DE LOS CATIONES
PRIMER GRUPO


Sólo forma complejo con el amoníaco el catión Ag+
El único ion anfótero es el Pb+2
Catión Plomo: Pb+2 (solución de Pb(NO3)2)
Determinación cualitativa
 Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de nitrato de plomo y luego agregue unas gotas de los siguientes aniones: Cl- (en frío y
en caliente); CrO4=; I-; SO4= y S=
b) Coloque en dos tubos de ensayo solución de catión plomo y agregue:
1º tubo: solución diluida de NaOH(g.g)gota a gota y en exceso
2º tubo: solución de NH4OH(g.g)gota a gota y en exceso
c) Verifique los datos registrados.
REACTIVO
ClCrO4-2
ISO4-2
(NH4)2 S
NaOH (gg)
NaOH(exc)
NH4OH(gg)
NH4OH(exc)
Poco soluble
PbCl2
PbCrO4
PbI2
PbSO4
PbS
Pb(OH2)
Soluble
Na2PbO2
PbOHNO3
PbOHNO3
Color
Blanco
Amarillo
Amarillo
Blanco
Negro
Blanco
Incoloro
Blanco
Blanco
Solub Mol/L
3,9x10-2
1,3x10-7
1,5x10-3
1,1x10-8
2,05x10-14
----------------------------------
KpS
2,4x10-4
1,8x10-14
1,4x10-8
1,1x10-8
4,2x10-28
----------------------------------
Kd
------------------------------------------------------------------------
Determinación cuantitativa de microconcentraciones:
 Colorimetría (con DITIZONA).
 Absorción atómica.
Importancia
 Se encuentra en la soldadura de los envases de hojalata, cuando éstas presentan algún defecto y
pueden ser fuente de contaminación de alimentos por su toxicidad.
 En elevadas concentraciones produce "saturnismo"; por eso el C.A.A. establece tolerancias
máximas de plomo en alimentos en general (Art.156) y en agua para consumo humano (Art.982).
Catión Plata: Ag+ (solución de AgNO3)
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de nitrato de plata y luego agregue unas gotas de los siguientes aniones: Cl-; CrO4=; I-;
SCN- ,CN- gota a gota y en exceso, S=
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b) Coloque en dos tubos de ensayo solución de catión plata y agregue:
1º tubo: solución de NaOH(g.g) gota a gota y en exceso
2º tubo: solución de NH4OH(g.g) y en exceso
c)Verifique los datos registrados.
REACTIVO
Poco Soluble
NaCl
AgCl
K2CrO4
Ag2CrO4
KI
AgI
KSCN
AgSCN
(NH4)2 S
Ag2S
NaOH (g.g)
Ag2O
NaOH(exceso)
Ag2O
NH4OH (g.g)
Ag2O
NH4OH (exceso)
PO4-3
Ag3PO4
CN-(g.g)
AgCN
CN-(exceso)
Soluble
Color
Blanco
Rojo
Amarillo
Blanco
negro
pardo
pardo
pardo
incoloro
amarillo
blanco
incoloro
[Ag(NH3)2]+
[Ag(CN)2]-
Sol. Mol/L
1,1x10-5
7,5x10-5
1,3x10-8
8,5x10-7
3,4x10-17
2x10-3
2x10-3
2x10-3
--------1,6x10-5
1,5x10-6
--------
KpS
1,2x10-10
1,7x10-12
1,7x10-16
7,1x10-13
1,6x10-49
1,9x10-8
1,9x10-8
1,9x10-8
--------1,8x10-18
2,2x10-12
--------
Kd
------------------------------------------------6,8x10-8
-------------1 x10-21
Determinación cuantitativa de microconcentraciones: Absorción atómica.
Importancia
 Se usa en aleaciones preciosas, algunas piezas de importancia en electrónica, fabricación de
espejos, preparaciones farmacéuticas, fabricación de crisoles.
Catión Mercurioso: Hg2+2 (solución de Hg2(NO3)2)
Determinación cualitativa
REATIVO
ClNaOH
KI
NH4OH
Cl2Sn ó FeSO4
Poco Soluble
Color
Cl2Hg2
Blanco
Hg2O
Negro
I2Hg2
Verde
NO3HgNH2 + Hg0 Blanco + negro
Hg0
Negro
Sol. Mol/L
8x10-7
7.0x10-3
3.1 x10-10
-----------
KpS
2x10-18
1.4 x10-28
1.2x10-28
------------
SEGUNDO GRUPO


Sólo forman complejos con amoníaco :Cu+2 y Cd+2
Los iones anfóteros :Pb+2, As+3, As+5, Sb+3, Sb+5,Sn+2 y Sn+4
Catión Mercúrico: Hg+2 (solución de Hg(NO3)2)
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de (NO3)2Hg y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: NaOH, KI y SnCl2
b) Verifique los datos registrados.
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REATIVO
S-2
NaOH(g a g)
NaOH(exc)
NH4OH
KI (*)
Cl2Sn
Poco Soluble
HgS
HgO
HgO
NO3HgNH2
I2Hg
Cl2Hg2
Color
Negro
Amarillo
Amarillo
Azul
Rojo
Blanco
Sol. Mol/L
6,3 x10--27
---------------144 (20ºC)
8x10-7
KpS
4.0 x10-53
---------------4,5x10-29
2x10-18
(*) Este complejo fuertemente alcalinizado con NaOH da el reactivo de Nessler que es específico para
amonio.
Determinación cuantitativa de microconcentraciones: Absorción atómica
Importancia
 Es un metal pesado, tóxico para los organismos vivos; es importante su determinación en alimentos,
aire, agua.
 Es usado como fungicida y germicida (desinfectante y protector de semillas y órganos de
propagación).
Catión Cúprico: Cu+2 (solución de CuSO4)
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de CuSO4 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: NaOH (frío), S-2 y KI
(luego agregar almidón)
b) Coloque en una serie de tubos de ensayo solución de catión cobre y agregue:
1º tubo: solución diluida de NaOH en exceso y calentar el tubo
2º tubo: solución de NH4OH diluido en pequeña cantidad y en exceso
c) Verifique los datos registrados.
REACTIVO
NaOH(gg)
NaOH(exc)
NH4OH(gg)
NH4OH(exc)
S=
KI (*)
Poco Solubles
Cu(OH)2
Cu(OH)2
Cu(OH)2
Solubles
[Cu(NH3)4]2+
CuS
Cu2I2 + I2
Color
Celeste
Celeste
Celeste
Azul
oscuro
Negro
blanco
Sol. Mol/L
------------------------9,2x10-23
8,0x10-7
Kps
2x10-18
2x10-18
2x10-18
8,5x10-45
2,6x10-12
Kd
--------------------5 x10-10
-----------------
Determinación cuantitativa: Iodometría (Volumetría de óxido-reducción) ;Colorimetría: con reactivo
Cuprón.
Importancia
 Su deficiencia produce síntomas como la clorosis e incluso necrosis en brotes jóvenes en vegetales.
 Es muy empleado como fungicida, por ello es importante determinar su concentración y pureza
dentro del producto comercial; el sulfato de cobre en medio alcalino (cal) forma lo que se llama
CALDO BORDELÉS que se emplea en el control de enfermedades fúngicas, tales como la
peronóspora en vid.
 El C.A.A. establece valores máximos de cobre para alimentos en general y agua para consumo
humano.
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
41 |
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Cátedra de Química Analítica
Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
 Posee muy buenas características como conductores de la electricidad y el calor (cables,
calentadores, calderas, etc.). En aleaciones, como el bronce, el latón.
Catión Arsenioso: As+3 (solución de NaAsO2 )
Arsénico: As+5 (solución de Na3AsO4)
Tanto el ácido arsenioso (H3AsO3), como el ácido ortoarsénico en solución acuosa experimentan
una doble ionización (ácida y básica)
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de NaAsO2 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: S-2, S-2 (en medio
clorhidrico), Ag+, KI (en medio ácido), mixtura magnesiana y lugol.
b) Verifique los datos registrados.
REACTIVO
Na2 S (*)
Ag NO3
KI + HCl
Mix. Mag.
(MgCl2,NH4Cl y NH3.)
Lugol (I2 . KI)
AsO3-3 / As+3
Color
Kps
AsO4-3 / As+5
Color
Kps
As2S3
Ag3AsO3
No reacciona
No reacciona
amarillo
amarillo
No reacciona
-------
4 x 10
-19
4,5x10
-------------
As2S5
Ag3AsO4
Na3AsO3 + I2
NH4MgAsO4
amarillo
rojo
Amarillo rojizo
blanco
-------18
1,0x10
-------------
Na3AsO4 + HI
Incoloro
-------
No reacciona
-------
------
-29
Determinación cuantitativa de microconcentraciones: Absorción atómica
Importancia
 Todas las formas de arsénico son tóxicas.
 Algunos compuestos del arsénico se usan como herbicidas de contacto, pero de uso muy
restringido ya que perdura en suelo por muchos años. Se lo usó como insecticida de ingestión
combinado con el plomo, ya que también es muy tóxico, en control de larvas de lepidópteros,
(actúa desnaturalizando las proteínas).
 La arsenamina se usan como fumigantes en silos de granos. Fabricación de pigmentos,
aleaciones metálicas.
Catión Bismuto: Bi+3
Determinación cualitativa
a)Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Bi+3 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: NaOH, NH4OH
b)Verifique los datos registrados.
REATIVO
-2
S
NaOH (g a g)
NaOH (exc) frío
NH4OH
NH4OH (exc)
Poco Soluble
Color
Bi2S3
Negro pardo
Bi(OH)3
Bi(OH)3
Bi(OH)3
Bi(OH)3
Blanco
Blanco
Blanco
Blanco
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
KpS
--72
1,6 x10
-40
3,2 x 10
-40
3,2 x 10
-40
3,2 x 10
-40
3,2 x 10
42 |
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Cátedra de Química Analítica
Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
Catión Cadmio: Cd+2
Determinación cualitativa
a)Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Cd+2 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: NaOH, NH4OH
b)Verifique los datos registrados.
REATIVO
Poco Soluble
-2
S
CdS
NaOH (g a g)
Cd(OH)2
NaOH (exc) frío
Cd(OH)2
NH4OH
Cd(OH)2
NH4OH (exc) [Cd(NH3)4]+2
Color
Amarillo
Blanco
Blanco
Blanco
Soluble
KpS
3,6 x10--24
1,2 x 10-14
1,2 x 10-14
1,2 x 10-14
-------
Catión Antimonio: Sb+3 / Sb+5
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución del catión antimonio y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: S-2, S-2 (en
medio clorhídrico), KI (en medio ácido), NaOH, NH4OH.
b) Verifique los datos registrados.
Sb+3
REACTIVO
-2
S
-2
S + HCl
KI + HCl
NaOH (g a g)
NaOH (exc)
NH4OH
NH4OH (exc)
Sb2S3
+3
Sb + H2S (*)
No reacciona
Sb2O3
NaSbO2
Sb2O3
Sb2O3
Color
rojo
soluble
No reacciona
blanco
soluble
blanco
blanco
Sb+5
Kps
-93
1,6 x 10
-------------------------------------
Sb2S5
+3
Sb + Sº + H2S
+3
Sb + I2
------------------------
Color
rojo naranja
soluble
Rojizo
------------------------
Kps
---------------------------------------
(*) La disolución del Sb2S3 en HCl es distinción y separación del As+3
Catión Estaño: Sn+2 / Sn+4
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución del catión antimonio y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: S-2, HgCl2,
NaOH, NH4OH.
b) Verifique los datos registrados.
Sn+2
REACTIVO
-2
S
HgCl2
+4
Sn
SnS
+ HgCl
Color
pardo
soluble
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
Kps
-2 8
1,0 x 10
-------
Sn+4
Color
SnS2
-------
amllo
------
Kps
-70
1,0 x 10
------
43 |
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Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
HgCl2 (exc)
NaOH (g a g)
NaOH (exc)
NH4OH
NH4OH (exc)
+4
Sn + Hgº
Sn(OH)2
NaHSnO2
Sn(OH)2
Sn(OH)2
soluble
blanco
soluble
blanco
blanco
-------26
2,0 x 10
-------26
2,0 x 10
-26
2,0 x 10
-----Sn(OH)4
Na2SnO3
Sn(OH)4
Sn(OH)4
------blanco gelatin.
soluble
blanco gelatin
blanco gelatin
-------57
1,0 x 10
------57
1,0 x 10
-57
1,0 x 10
TERCER GRUPO


Forman complejo con amoníaco Ni+2 y Zn+2
Los iones anfóteros : Mn+2, Al+3, Cr+3, Zn+2
Catión Ferroso: Fe+2 (solución de Fe SO4)
Férrico: Fe+3 (solución de Fe2 (SO4)3)
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Fe SO4 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: NH4OH (g.g), S-2 (en
medio clorhídrico), KSCN, ferricianuro de potasio y ferrocianuro de potasio
b) Verifique los datos registrados.
REATIVO
-
Fe+2
OH
=
S
SCN
K3 [Fe(CN)6]
Fe(OH)2
FeS
No reacciona
[Fe(CN)6]2Fe3
K4[Fe(CN)6]
K2Fe[Fe(CN)6]
Color
Verde
Negro
-----Complejo azul
de Turnbull
Celeste
Fe+3
Color
1,6x10
-18
8,7x10
-----------
Fe(OH)3
Fe2S3 + Sº
[(SCN)6]Fe3
Fe[Fe(CN)6]
Rojo
Negro + amllo
Complejo rojo
Pardo oscuro
1,1x10
-------------
-----
[Fe(CN)6]3Fe4
Complejo azul
de Prusia
-----
KpS.
-14
KpS
-36
Determinación cuantitativa de microconcentraciones
Volumetría redox: permanganimetría – dicromatometría.
Gravimetría.
Absorción atómica.
Colorimétrica con ortofenantrolina en medio ligeramente ácido para Ferroso y con sulfocianuro de
potasio para Férrico.
Importancia
 Se elimina en vino porque en determinadas concentraciones pueden producir la enfermedad
llamada "Casse" o "Quebradura" férrica.
 Se investiga también como contaminante de productos industriales, como por ejemplo la soda
cáustica, ácido clorhídrico, etc.
 La deficiencia en hojas jóvenes síntomas característicos llamados clorosis férrica.
Catión Níquel: Ni+2
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
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Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
Determinación cualitativa
a)
Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Ni+2 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: NaOH, NH4OH, S= y
CNb)
Verifique los datos registrados.
REATIVO
Poco Soluble
Color
KpS
NaOH (g a g)
NH4 OH (g a g)
NH4OH (exc)
-2
S
Ni(OH)2
Ni(OH)
+2
[Ni(NH3 )4]
NiS
verde gelatinoso
turbidez verde
solución azul rojiza
negro
1,6 x 10
-----------25
1 x10
Ni(CN)2
-2
[Ni(CN)4]
verde
soluble
1,6 x 10
------
-
CN (g a g)
CN (exc)
-16
-16
Catión Cobalto: Co+2
Determinación cualitativa
a)
Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Ni+2 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: NaOH, NH4OH, S= y
CNb)
Verifique los datos registrados.
REATIVO
Poco Soluble
Color
KpS
NaOH (g a g) frío
NaOH (exc) caliente
NH4 OH (g a g)
NH4OH (exc)
-2
S
Co(OH)
Co(OH)2
Co(OH)
+2
[Co(NH3 )4]
CoS
azul
rosa
azul
soluble
negro
------16
2,5 x 10
-----------22
5 x10
Co(CN)2
-4
[Co(CN)6]
pardo
soluble
2,5 x 10
------
-
CN (g a g)
CN (exc)
-
-16
Catión Manganeso: Mn+2
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Ni+2 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: NaOH, NH4OH, S= y
ferrocianuro.
b) Verifique los datos registrados.
REATIVO
NaOH
NH4 OH (g a g)
NH4OH (exc)
-2
S
[Fe(CN)6]
-4
Poco Soluble
Color
KpS
Mn(OH)2
Mn(OH)2
Mn(OH)2
MnS
blanco
blanco
blanco
rosa
2 x 10
-13
2 x 10
-13
2 x 10
-16
1 x10
Mn2[Fe(CN)6]
blanco
------
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-13
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Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
Catión Zinc:
Zn+2
Determinación cualitativa
 Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Zn+2 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: NaOH, NH4OH y S= .
 Verifique los datos registrados.
REATIVO
Poco Soluble
Color
KpS
NaOH (g a g)
NaOH (exc)
NH4 OH (g a g)
NH4OH (exc)
-2
S
Zn(OH)2
HZnO2 (zincato)
Zn(OH)2
+2
[Zn(NH4)]
ZnS
blanco gelatinoso
soluble
blanco
soluble
blanco
2 x 10
-------14
2 x 10
------24
1 x10
-14
Catión Aluminio:
Al+3
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Ni+2 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: NaOH, NH4OH y S= .
b) Verifique los datos registrados.
REATIVO
Poco Soluble
Color
KpS
NaOH (g a g)
NaOH (exc)
NH4 OH (g a g)
NH4OH (exc)
-2
S
Al(OH)3
NaAlO2 (aluminato)
Al(OH)3
Al(OH)3
Al(OH)3 + Sº
blanco gelatinoso
soluble
blanco gelatinoso
blanco gelatinoso
blanco gelatinoso
5 x 10
-------33
5 x 10
-33
5 x 10
-33
5 x 10
Catión Cromo:
-33
Cr+3
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Ni+2 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: NaOH, NH4OH y S= .
b) Verifique los datos registrados.
REATIVO
Poco Soluble
Color
KpS
NaOH (g a g)
NaOH (exc)
NH4 OH (g a g)
NH4OH (exc) caliente
-2
S
Cr(OH)3
Cr(OH)3
Cr(OH)3
Cr(OH)3
Cr(OH)3 + Sº
verde grisáceo
verde grisáceo
verde grisáceo
verde grisáceo
verde grisáceo
6,7 x 10
-31
6,7 x 10
-31
6,7 x 10
-31
6,7 x 10
-31
6,7 x 10
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
-31
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Cátedra de Química Analítica
Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
CUARTO GRUPO
Catión Calcio: Ca+2 (solución de CaCl2)
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de CaCl2 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: CO3= ,SO4-2 (*)(concentrado y
caliente) , C2O4-2 , PO4-3

Verifique los datos registrados.
REACTIVO
CO3=
SO4-2 (*)
C2O4-2
PO4-3
Poco Soluble
CaCO3
CaSO4
CaC2O4
Ca3(PO4)2
Color
Blanco
Blanco
Blanco
Blanco
Sol. Mol/L
1,3x10-4
7,8x10-5
4,5x10-5
1,23x10-5
KpS
1,7x10-8
6,1x10-5
2,0x10-9
1x10-25
Determinación cuantitativa:
Volumetría: complexometría - permanganimetría indirecta.
Gravimetría. Espectrofotometría de Absorción atómica.
Importancia
 Elemento esencial para el crecimiento y nutrición de los animales (conformación del tejido
óseo).
 Forma parte de la estructura celular de los vegetales.
 Aporta dureza al agua.
 El óxido y el hidróxido de bario se usan como desencantes. El carbonato de bario se emplea
como veneno para ratas.
 Las sales comunes de estroncio no son perjudiciales cuando se inhalan o se colocan sobre la
piel . Los estudios en animales han demostrado que comer o beber cantidades muy altas de
estroncio estable puede ser fatal.
Catión Bario: Ba+2
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Ba+2 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: CO3= - SO4-2 - C2O4-2 - PO4-3
b) Verifique los datos registrados.
REACTIVO
CO3=
SO4-2
CrO4-2
C2O4-2
PO4-3
Poco Soluble
BaCO3
BaSO4
BaCrO4
BaC2O4
BaHPO4
Color
Blanco
Blanco
amarillo
Blanco
Blanco
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
KpS
5x10-9
1x10-10
2x10-7
2x10-7
-----
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Cátedra de Química Analítica
Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
Catión Estroncio: Sr+2
d) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Sr+2 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: CO3= - SO4-2 – CrO4-2 –
C2O4-2 - PO4-3
b) Verifique los datos registrados.
REACTIVO
CO3=
SO4-2
CrO4-2
C2O4-2
PO4-3
Poco Soluble
SrCO3
SrSO4
SrCrO4
SrC2O4
SrHPO4
Color
Blanco
Blanco
soluble
Blanco
Blanco
KpS
2x10-9
3x10-7
----6x10-8
-----
QUINTO GRUPO
Catión Magnesio: Mg+2 (solución de Mg SO4)
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Mg SO4 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: NaOH gota a gota y en
exceso, NH4OH (sin NH4Cl), NH4OH (con NH4Cl), Na 2CO3 y HPO4= en medio alcalino.
b)Verifique los datos registrados.
REACTIVO
NaOH
NH4OH
NH4OH + NH4Cl (*)
CO3=
Na2PO4H + NH4Cl+
NH4OH
Poco Soluble
Mg(OH)2
Mg(OH)2
No reacciona
MgCO3
MgNH4PO4
Color
Blanco
blanco
-----Blanco
blanco
KpS
8,4x10-11
8,4x10-11
-----2,6x10-8
------
Determinación cuantitativa:
Volumetría: complexometría.
Gravimetría.
Colorimetría: reactivo de Switsu y Okuma.
Espectrofotometría de Absorción atómica.
Importancia
 Forma parte de la estructura química de la molécula de la clorofila. En los animales interviene en la
formación de tejido óseo y de dientes.
 Aporta dureza al agua
Catión Amonio: NH4+ (solución de NH4Cl)
Determinación cualitativa
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
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Cátedra de Química Analítica
Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
a) En un tubo de ensayo coloque 2 mL de solución de catión amonio, agregue 2 mL de solución de
NaOH al 20% y caliente suavemente y luego verifique:
- Olor (oler con precaución los vapores al retirar de la llama).
- Colocar papel de tornasol rojo humedecido en agua.
- Colocar una varilla de vidrio mojada con HCl concentrado.
Determinación cuantitativa:
Volumetría de neutralización.
Determinación colorimétrica: con reactivo de Nessler.
Importancia
 Como fungicida junto con el cobre. El contenido de amoníaco y el de nitritos en aguas para consumo
según el C.A.A. no debe ser mayor de 0,05 mm (Art.982).
 El amoníaco se utiliza como fluido refrigerante en ciertos equipos de cámaras de enfriamiento
industrial.
Catión Potasio:
 Sales de potasio (KCl – KNO3) a la llama
K+
color Violeta

PtCl6
K2PtCl6 amarillo cristalino
ácido cloroplatínico
 H2C4H4O6
ácido tartárico

Co(NO2)6 -3
cobaltinitrito
KH2C4H4O6 blanco cristalino
K2Na Co(NO2)6
amarillo
cobaltinitrito de sodio potásico
Catión Sodio: Na+
Determinación cuantitativa:
Fotómetro de llama.
 Sales de sodio a la llama
 ácido cloroplatínico
ácido tartárico
cobaltinitrito
color Amarilla
No precipitan con Na+
 Con Acetato de Uranilo y Zn (Reacción de Koltof) Método Oficial Internacional
Determinación cuantitativa:
Fotómetro de llama.
Espectroscopia de Absorción Atómica.
B)
REACCIONES DE CARACTERIZACIÓN DE ANIONES
Anión Carbonato: CO3-2 (solución de Na2CO3)
Bicarbonato: HCO3- (solución de NaHCO3)
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
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Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Na2CO3 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos:
- ParaCO3-2
solución concentrada de MgSO4
1)
HgCl2: da carbonato básico de mercurio CO3Hg4O3
2)
fenolftaleína (zona de viraje pH: 8,3 –10) Los carbonatos tomarán color rosado-violáceo
3)
pues el pH de todo carbonato soluble es mayor de 8,3.
- Para HCO31) solución concentrada de MgSO4 en frío
2) HgCl2

3) fenolftaleína los bicarbonatos permanecen incoloros.

b) Verifique los datos registrados.
REACTIVO
CO3-2
Color
HCO3Mg+2
MgCO3
blanco
Mg(CO3H)2
HgCl2
CO3Hg4O3
pardo
No reacciona
rojizo
Fenolftaleína
Rosado
fucsia
Determinación cuantitativa:
Volumetría de neutralización (Método de Warder).
Color
soluble
-----incoloro
Importancia
 Son los responsables de la alcalinidad del agua.
 Los carbonatos de calcio y de magnesio son los responsables de la dureza del agua, llamada así
porque la mayor parte de ellos precipita cuando se hace hervir la misma. Esto trae inconvenientes
en cañerías y calderas ya que forman incrustaciones que bajan la eficiencia de conducción del calor
lo cual se puede tornar peligroso ya que un desprendimiento repentino de estas incrustaciones
pondría en contacto el agua con la pared sobrecalentada de la caldera. Por consiguiente se
desprendería rápidamente un volumen considerado de vapor de agua, que comprometería la
capacidad de presión de la caldera. Por eso cuando se cuenta con agua de naturaleza muy dura se
deberá prever en la industria equipos ablandadores.
 Los carbonatos tienen otros usos en industria farmacéutica, fabricación de vidrios, jabones.
 El CO2 en los extintores de fuego, hielo seco, etc.
 Los bicarbonatos producen la alcalinidad en aguas naturales, son responsables de la dureza de las
mismas (semejante a los carbonatos).
Se usan en polvos para hornear, bebidas gaseosas, medicina, laboratorios etc.
Anión Fosfato: PO4-3 (solución de Na2 H PO4)
Se conocen tres ácidos fosfóricos: ortofosfórico (H3PO4); pirofosfórico (H4P2O7); metafosfórico
(HPO3)
Existen sales de los tres ácidos, los ortofosfatos son los más estables y los más importantes.
El ácido ortofosfórico es un ácido tribásico que da tres series de sales: primaria (H2PO4-);
secundaria (HPO4-2) y terciaria (PO4-3).
Solubilidad:
- los fosfatos de los metales alcalinos, de amonio y los fosfatos primarios de los alcalinos-térreos
son solubles en agua.
Capítulo I Introducción a la Química Analítica
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Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
-
Los fosfatos de los otros metales, los fosfatos secundarios y terciarios de los alcalinos-térreos son
escasamente solubles ó insolubles en agua.
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de Na2 H PO4 y luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: Ba+2 (medio

neutro), Ba+2 (medio amoniacal), AgNO3, Reactivo Nitrovanadomolíbdico (para asegurarnos
una precipitación completa debemos agregar NH4NO3 y exceso de reactivo), Mixtura
Magnesiana.
b) Verifique los datos registrados.
REACTIVO
Color
KpS
BaPO4H
blanco
------
Ba (medio
amoniac)
Ba3(PO4)2
blanco
------
Ag+
Ag3PO4
Amarillo
1,8 x 10-18
Reactivo Nitro
PO4(NH4)12.MoO3
vanadomolibdico
amarillo
------
Mix. magnesiana
blanco
2,5 x 10-13
Ba
+2
Poco Soluble
+2
MgNH4PO4
Determinación cuantitativa:
Volumetría - Gravimetría - Espectrofotometría UV – V
Importancia
 El anión fosfato es fundamental para la vida de las plantas y de los animales. Forma parte de los
macroelementos de fertilizantes
 Hay fertilizantes con fosfatos orgánicos e inorgánicos. (N-P-K).
 Es constituyente del tejido óseo de animales.
Anión: Cl- (solución de NaCl)
La mayoría de los cloruros son solubles en agua. Excepciones: PbCl2 (poco soluble en agua fría y
soluble en agua caliente), Hg2Cl2 y AgCl (primer grupo de Cationes, según clasificación).
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de NaCl luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: AgNO3, Pb(NO3)2,
Hg2(NO3)2
b) Verifique los datos registrados.
REATIVO
Poco Soluble
Color
KpS
Ag+
AgCl
blanco
1,2X1010
Catión Pb+2
PbCl2
blanco
2,4X10-4
Catión Hg+2
HgCl2
blanco
2,0X10-18
Determinación cuantitativa:
Volumetría de precipitación (argentimetrías) da un precipitado blanco (calomel) importante por sus
propiedades funguicida y germicida.
Importancia
Usos:
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FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS – U.N.C.
Cátedra de Química Analítica
Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
 En la industria como desinfectante, contra bacterias y virus.
 Para clorar las aguas de consumo y en la fabricación de hipoclorito de sodio, ej. en los procesos
de lavados y enfriamiento de latas, para evitar contaminaciones.
 En la industria química el HCl junto al HNO3 y H2SO4 fundamentales, en preparación de
reactivos, ataque de metales con fines de limpieza (por ejemplo en soldaduras con estaño).
 El NaCl forma parte de los electrolitos en los seres vivos.
 Está presente como HCl en los jugos gástricos.
 El AgCl en la industria fotográfica.
Anión ferrocianuro: [Fe(CN)6]-4 y ferricianuro: [Fe(CN)6]-3
Los ferrocianuros y ferricianuros de los metales alcalinos y alcalino-térreos, y el ferricianuro férrico son
solubles en agua. Los de la mayoría de los otros metales son insolubles en agua.
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de ferrocianuro luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: FeSO4, Fe3Cl, CuSO4,
AgNO3 ( blanco Kps = 1,6 x 10-41)
b)Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de ferricianuro luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: FeSO4, Fe3Cl,
AgNO3
c)Verifique los datos registrados.
REACTIVO
[Fe(CN)6]-4
Color
[Fe(CN)6]-3
Catión Fe+2
K2Fe[Fe(CN)6]
celeste
Catión Fe+3
[Fe(CN)6]3Fe4
⇓ azul de Prusia
Fe[Fe(CN)6]
Pardo oscuro
Catión Cu+2
[Fe(CN)6]Cu2
⇓ marrón caoba
------
------
Ag+
[Fe(CN)4]Ag4
⇓ blanco
[Fe(CN)6]Ag3
Pardo rojizo
Color
[Fe(CN)6]2Fe3 ⇓azul de Turnbull
Determinación cuantitativa
Importancia
 En enología el azul de Prusia (ferrocianuro férrico) es importante en la clarificación azul de los
vinos (Método de Moslinger).
 Recordar que se llama clarificación al agregado de sustancias que floculan y arrastran partículas
que tiene el vino en suspensión, por lo tanto se agrega en la operación de remontaje.
Anión Sulfato: SO4-2 y Sulfito: SO3-2
Determinación cualitativa
a) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de anion sulfato luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: BaCl2,

acetato de plomo, KMnO4 (medio sulfúrico), I2 (solución de lugol)
b) Prepare una serie de tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos una pequeña cantidad de
solución de anion sulfito luego agregue unas gotas de los siguientes reactivos: BaCl2, solución
diluída de KMnO4 (medio ácido), solución diluida de I2 (medio ácido). Plantee las dos últimas
ecuaciones e iguale por método del ión electrón.
c) Verifique los datos registrados.
REACTIVO
SO4-2
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Color
SO3-2
Color
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Ba+2
BaSO4
⇓ blanco
BaSO3
⇓ blanco
Pb(CH3COO)2
PbSO4
⇓ blanco
------
------
KMnO4
------
------
Soluble incoloro
I2
------
------
Soluble incoloro
Determinación cuantitativa:
Determinación de sulfato por gravimetría. Determinación de sulfito por iodimetría (Volumetría redox).
Importancia
 Refinación de naftas y otros derivados del petróleo; preparación de explosivos, detergentes,
jabones, drogas farmacéuticas, colorantes, materiales plásticos, solventes, fertilizantes
(NH4)2SO4. El yeso (CaSO4.2 H2O) en construcción y corrección de pH en suelos.
 Tanto el anión sulfito, como el dióxido de azufre son usados como conservantes de alimentos
(mostos, pulpas, frutas deshidratadas, jugos, etc.) actúan inhibiendo sobre todo hongos y
levaduras. El C.A.A. establece diferentes límites para el contenido de sulfitos, que varían según el
producto y destino.
 Tiene acción antioxidante lo que favorece en frutos deshidratados la conservación de colores
claros.
 Se usa como blanqueador en la industria textil.
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EJERCITACIÓN
REVISIÓN DE CONCEPTOS - EQUILIBRIO HOMOGÉNEO Y HETEROGÉNEO
Para recordar
No Electrolito
Son sustancias del tipo molecular, no se disocian en iones.
Electrolito
-
Son sustancias que en solución acuosa o fundidas generan IONES
Sus soluciones son conductoras de la electricidad.
Pueden ser ácidos, bases o sales.
Electrolitos fuertes
Según su grado de disociación () :
(
100 %)
Electrolitos débiles (
= Ci / Co
= Ci / Co x 100
Ci =  ionizado,
0 %)
Co=  inicial
Electrolitos diluidos ([ ] < 1M)
-
Según la proporción soluto solvente
Electrolitos concentrados ([ ] > 1M)
Electrolitos solubles (s > 0,02 M)
- Según su solubilidad:
Electrolitos ligeramente soluble (s0,02 M)
Electrolitos poco solubles (s < 0,02 M)
EQUILIBRIOS DE IMPORTANCIA EN QUIMICA ANALITICA. CONSTANTE DE EQUILIBRIO
EJEMPLO
EXPRESION DE LA CTE. DE
TIPO DE EQUILIBRIO
NOMBRE Y SIMBOLO
Disociación del agua
Constante de producto iónico Kw
Disociación de un AH o de una BOH débil
Constante de disociación
Ka, , Kb , Kh
HCN + H2O  H3O+ + CNCN- + H2O  HCN + OH-
Ka = [H3O+] [CN-]
[HCN]
Kb = [OH-] [HCN]
[CN-]
Equilibrio heterog. entre sust. escasamente
solubles y sus iones en una solución saturada
Producto de solubilidad
KpS
Ag2 CrO4  2 Ag+ + CrO4-2
KpS = [Ag+]2 [CrO4-2]
2 H2O

H3O+ + OH-
EQUILIBRIO
K w = [H3O+] [OH-]
EQUILIBRIO HETEROGÉNEO : PRODUCTO DE SOLUBILIDAD KpS
Definición de producto de solubilidad: En una solución saturada, diluida, de un electrolito poco soluble, el producto de las concentraciones molares
totales de los iones, suponiendo que cada concentración se eleva a una potencia igual al número de moles respectivos ,derivado de la ionización de un
mol de la sustancia primitiva, es una constante. ,a una temperatura dada.
Limitaciones: a) solo a soluciones saturadas de electrolitos poco solubles
b) soluciones diluidas, en donde la sustancia disuelta está totalmente ionizada
Importancia: Interpretar los fenómenos de precipitación, disolución de precipitados, precipitación fraccionada, efecto de
ion común y proporcionar una idea clara sobre la solubilidad de cada ion
Aplicaciones: 1) Cuando el producto iónico se iguala al producto de solubilidad, se alcanza el equilibrio y se obtiene una
solución saturada
( Qps = Kps)
2) Precipitar un electrolito (Qps Kps )
3) Disolver un precipitado: (Qps  Kps)
a.
Transformarlo en otro compuesto más insoluble
b.
Formación de un electrolito débil: ácido o base débil, sal poco ionizada ó agua
c.
Formación de un complejo de estabilidad suficiente
d. Proceso redox
4) Impedir la precipitación: efecto de ión común (Qps  Kps)
5) Precipitación fraccionada: precipita primero el más insoluble (Kps más pequeño)
.
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Solubilidad del
compuesto(g/L)
Concentración
molar de los iones
Solubilidad molar del
compuesto (mol/L)
Kps
Las fases para el cálculo del KpS de una sustancia cuando la solubilidad se da en gramos por Litro son como se
indican a continuación :
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
(6)
Convertir gramos por litro en moles por litro ( solubilidad molar)
Escribir la ecuación expresando la ionización de la sustancia.
Suponer que x es la solubilidad de la sustancia en moles/L y sustituir.
A partir de la ecuación, determinar la concentración de cada ion.
Con ayuda de la ecuación, escribir la ecuación general del Kps.
Sustituir en la expresión general los valores de las concentraciones determinadas en 3
EJEMPLO
SIMBOLO
EXPRESIÓN DE LA CONSTANTE
Débil
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
H2O
OH- + H+
KW
H2O
Kw
KW = [OH-] [H+]
Muy débil = [OH-] = [H+] = 1x10-7
Débil
AHd ó BOHd
AH débil
Co - x
BOH débil
Co – x
A- + H+
x + x
Ka
B+ + OHx + x
Kb
Ka = [A-] [H+]
[AH]
Ka - Kb
=
[ H+]2 =
[AH]
[H+]2
[Co – x]
Kb = [B+] [OH-] = [OH-]2 = [OH-]2
[BOH]
[BOH]
[Co - x]
Soluble
Fuerte
x = ionizado = Co. = conc. inicial por el grado de ionización
AH fuerte
Co
1M
A- + H+
Co + Co
1M + 1M
BOH fuerte
Co
1M
B+ + OHCo + Co
1M + 1M
AB soluble
Co
1M
A+ + B+
Co + Co
1M + 1M
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----
AH f
K
----
BOH f
K
----
AB sol
K
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EQUILIBRIO HETEROGÉNEO
s= solubilidad
AB
Poco soluble
AB poco soluble
s
KpS
A+ + B+
s + s
[s] . [s]
AB2 poco soluble
s
KpS
A- + 2B+
s + 2s
[s] . [2s]2
A3B2poco soluble
s
KpS
3 A- + 2B+
3s + 2s
3
2
[3s] . [2s]
KpS
poco sol
KpS
[s].[s] =
s2
KpS = [A-] [B+]
KpS = [s].[2s]2 =
4 s3
KpS = [A-] [B+]2
KpS =
3
2
KpS = [3s] .[2s] = 108s
5
- 3
+ 2
KpS = [A ] [B ]
EJERCICIOS A RESOLVER
1- El ácido fórmico (HCOOH) está ionizado en un 2,9 % en una disolución 0,020 M. Hallar:
a) La K a a esa temperatura.
b) El porcentaje de ionización  % ) en una disolución 0,04 M.
R: a) 1,68 x 10-5
b) 2,05 %
2- Una base débil 0,025 M tiene pH = 9,5.Calcular la constante de equilibrio ( Kb ) y el grado de disociación en
porcentaje ( % ).
R: a) 3,99 x 10-8 b) 0,126 %
3- Hallar la [H+] y el pH en la disolución de 0,2 M de HCN y 0,2 M de NaCN en agua hasta obtener un litro
de solución . Ka = 7,2 x 10-10
R: a) 7,2 x 10-10 b) 9,14
4- En un litro de solución hay 0,2 moles de ácido monoprótico del cual sólo el 1,34 % está disociado. Calcular :
a) concentración molar de sus iones
b) Ka
c) pH
R: a) 2,68 x 10-3 mol/L ; b) 3,59 x10-5 y c) 2,57
5- La solubilidad del fluoruro de bario (mM= 175,34) en agua pura es 1,3 g/L. Calcular:
a) la solubilidad en mol/L
b) el Kps del fluoruro de bario
c) la solubilidad en una disolución acuosa 1 M de cloruro de bario totalmente disociada.
R: a) 7,41.10-3 b) 1,63 x 10-6 ; c) 6,38 x 10-4
6- Una disolución contiene una concentración de cation magnesio de 10 -3 mol /L. Indicar si precipita hidróxido
de magnesio si la disolución:
a) se alcaliniza hasta pH 8
b) se alcaliniza hasta pH 12
Nota: Kps Mg(OH)2= 3,4 .x 10-11
R: a) No hay precipitación b) Si hay precipitación
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7- A 1 L de solución que contiene 10 g de Sr2+ (m at.= 87,63 g) y 1 mg de Ba2+ (at.=137,36g) se añade ácido
sulfúrico diluido hasta que comienza a producirse la precipitación ¿Cuál de las sustancias precipitará primero?
Kps SrSO4= 3,6 x 10-7
Kps BaSO4= 1,1 x 10-10
R: SrSO4
8- ¿Cuál será la máxima concentración de Mn+2 (m.at.: 54,93), expresada en g % mL, en una disolución de H2S
a pH = 5? La constante de ionización del H2S es K1,2 = 1,1 x 10-22, una disolución saturada de H2S contiene
0,1 mol/L y el producto de solubilidad del MnS vale 1x10 -16
R: 0,005 g % mL
9- Se satura con H2S una solución que es 0,3 M en Ni2+ y en Ag+ ; y 0,4 M en H+. Una solución saturada de H2S a 1
atm de presión y 25 ºC tiene una concentración de 0,1 M y una Ka1,2= 1.10-22. Calcular Qps para NiS y Ag2S,
demostrando si los dos sulfuros metálicos precipitan.
Kps NiS= 4.10-20 Kps Ag2S= 1,6.10-49
R: Qps NiS= 1,8.10-23 no ppta y Qps Ag2S= 5,6.10-24 si ppta
10- Cuando se mezclan dos diluciones debe formarse bastante sólido para que sea visible al ojo del observador.
Como regla general, se ve precipitado si el Q ps del compuesto es mayor al Kps en un factor de 1000.
Si se mezclan los volúmenes indicados de las siguientes disoluciones ¿se formará precipitado? En caso
afirmativo, será visible? Justifique numéricamente sus respuestas.
50 mL 0,3 M de Na2SO4 y 150 mL 0,25 M de Cu(NO3)2
100 mL 0,03 M FeSO4 y 25 mL 0,2 M de (NH4)2S
Kps FeS= 8,7.10-18
R: a) no hay precipitado b) ppta y el pptado es visible.
11- Calcular la concentración molar del anión ClO- , en una solución de HClO 0,1 M ( Ka = 3,5 x 10 -8 ) cuyo pH es
4,2.
R: 5,55 x 10-5
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