QUIMICA ANALITICA I

Alexander Santamaría
QUIMICA ANALITICA I
AUTOR: ALEXANDER SANTAMARIA
TEMA 1: CONCEPTOS BÁSICOS
a) Que es la química?:
Es una rama de las ciencias naturales que estudia las propiedades, la estructura, la
composición y las transformaciones de las sustancias relacionadas con su entorno.
b) Que es la química analítica?
Es una rama de la química que estudia la identificación, separación y determinación de
las cantidades relativas de los componentes de una muestra. Estas tres etapas hacen
parte del método analítico.
Métodos de análisis.
Los métodos de análisis se clasifican según la propiedad que se mide en:
1) Métodos clásicos
Método
Medida final
Gravimétricos
Peso de la sustancia de interés
Volumétricos
Volumen de analato de
concentración exactamente
conocida
Ejemplo
Precipitación
Volatilización
Neutralización acido-base.
Precipitación.
Complejación.
REDOX
Nota: Son bastante importantes por su sensibilidad y precisión pero son muy
demorados.
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2) Métodos instrumentales.
Dependen de la propiedad medida la cual es directa o indirectamente proporcional a
la concentración de analito.
Electroanalíticos
Espectroscópicos
Propiedad medida
Cambio de potencial E (i  0)
Electricidad
Método
Ejemplo
Potenciometría
Intensidad de corriente (i), i  C
Voltamperometría
Intensidad de corriente por difusión (id
 C)
Conductancia G ó I/R  G
Cantidad de carga eléctrica Q.
Relación masa-carga
Calor de reacción
Térmicos
Dispersión o refracción de la radiación.
Ópticos
Polarografía.
Conductimetria
Coulombimetricos
Espectrometría de
masas
Análisis
termogravimétrico
Refractometría.
Turbidimetría.
Colorimetría.
ETAPAS DE ANALISIS CUANTITATIVO
Se refiere al número de pasos y al orden lógico que se debe tener en cuenta para llevar
un análisis cuantitativo independiente mente del área del saber (química, biología, física
o matemáticas).
1. Identificación del problema
2. Selección del método de análisis
3. Toma de muestra
4. Tratamiento de la muestra
5. Definir réplicas
¿Cuál es el
analito?
Depende de la exactitud,
confiabilidad y la economía del
método, por ejemplo vía
húmeda o seca.
Homogénea: muestreo simple.
Heterogénea: muestreo múltiple.
(Debe ser representativo de la
muestra total)
Homogénea: muestreo simple.
Heterogénea: muestreo múltiple.
(Debe ser representativo de la
muestra total)
Cada réplica debe ser del
mismo tamaño
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6. Dilución de las muestras
7. Se define repetición
8. Eliminar interferencias
Es este caso:
1. Se disuelve y se valora
todo.
2. Se lleva la solución a un
exacto y se toma alícuotas.
Este se define si solo se
toman alícuotas.
Repetición es diferente a
replicación.
Es una especie o especies que están
presentes en la muestra que
presentan una propiedad química
muy similar al del analito causando
un aumento o atenuación de la
propiedad medida.
9. Medición de la propiedad.
10. Cálculo de resultados
Son expresiones matemáticas o
gráficas que nos permite obtener
la concentración del analito.
11. Tratamiento estadístico de
los datos
Nos da idea de la confiabilidad
del método y el grado de
precisión y exactitud cuando se
compara con estándares.
12. Reporte de datos
Debe ser el mejor valor ± más o
menos una medida dispersión.
Nota: Si en 10 hay mucha dispersión se debe replantear el método.
CONCEPTOS FUNDAMENTALES.
1. Masa: Es una medida constante de la cantidad de materia de un objeto.
2. Peso: Es la fuerza de atracción que ejerce la tierra sobre un objeto
3. Mol: Cantidad de sustancia contenida en 6.02 x 1023 entidades elementales:
átomos, moléculas, partículas, electrones o pares iónicos.
6.02 x 1023 es el número de avogadro.
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4. Masa Molar: Se define como la masa en gramos de un mol de sustancia. La
masa molar se calcula al sumar las masas de todos los átomos que aparece la
fórmula química.
5. Solución: Es una mezcla homogénea constituida por dos o más componentes,
uno de estos es el soluto y el otro es el solvente (ejemplo: sal de cocina mas
agua).
Una mezcla homogénea se identifica porque solo se observa una sola fase, en el
caso de un sistema de más de dos fases, la mezcla es heterogénea y no es una
solución.
Soluto: Puede ser cualquier sustancia, siempre y cuando formen una mezcla
homogénea (es decir, el soluto debe ser soluble en el solvente) los solutos se
pueden clasificar en:
a) Electrolitos: Cuando en una solución son capaz de conducir la corriente
eléctrica, estas a su vez se dividen en:
b) No electrolitos: Son aquellos que no conducen la corriente eléctrica, por
ejemplo el azúcar y las sustancias no polares.
Solvente: Es el constituyente más abundante de una solución y puede ser de dos clases:
a) Anfipróticos: son aquellos solventes que se comportan como ácidos en
presencia de solutos básicos (protogénicos) o como bases en presencia de
solutos ácidos (protofílicos)
 Solventes Protogénicos: son aquellos solventes que se comportan como
ácidos frente a solutos básicos (es decir, lo único que pueden hacer es
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donar protones), ejemplo: HCl, HNO3, H2SO4, HClO4, CH3COOH,
HCOOH.
 Solventes Protofílicos: son aquellos solventes que se comportan como
bases frente a solutos ácidos (es decir, lo único que pueden hacer es
recibir protones), ejemplo: piridina (C5H5N), Éteres, esteres,
dimetilsulfoxido (CH3)2SO2
 Solvente neutros: Tienen ambas características por ejemplo acido o base.
H2O, alcoholes primarios.
b) Solventes apróticos: Son aquellos solventes que no donan ni aceptan
protones C6H6, CCl4, THF, CHCl3, CH2Cl2.
TEORIA ACIDO-BASE (Brønsted-Lowry)
Acido: sustancia que en solución acuosa o no acuosa puede donar un protón (H+).
Base: sustancia que en solución acuosa o no acuosa puede aceptar un protón (H+).
Aquí se introduce el concepto de pares conjugados “Acido-base” ejemplo:
Ácidos fuertes (disocian 100%).
base
Base conjugada
Acido
HClO4
HCl
+
+
Acido
H3PO4
+

H2 PO4 +
NH4+
+
H2O
H2 O
→
→
ClO4 
Cl 
Ácido conjugado
+
+
Ácidos Débiles (disocian parcialmente).
base
Base conjugada
H 2O
H2 O
H2 O



H2 PO4 
H2 PO4 
NH3
H3O+
H3O+
Ácido conjugado
+
+
+
H3 O +
H3O+
H3O+
Note que para las sustancias fuertes, la direccionalidad de la reacción se representa en
un solo sentido (), mientras que las reacciones de sustancias débiles se representa de
forma bidireccional ().
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El siguiente diagrama muestra la fuerza relativa de algunos acido y sus bases
conjugadas:
Nota: los iones perclorato (ClO4-) prácticamente no tienen afinidad por los protones,
mientras que los iones sulfuro (S2-) y (OH-) presentan una alta afinidad por aceptar
protones.
Solventes diferentes al H2O.
La tendencia de un solvente a donar o aceptar protones determina la fuerza de un soluto
acido o básico. Por ejemplo el HClO4 y HCl experimentan disociación completa en
H2O, sin embargo cuando se reemplaza el solvente por acido acético anhídrido que es
un receptor de protones mas débil que el agua, ninguno de estos experimenta
disociación completa, en su lugar se establece equilibrio.
HClO4
Acido
+

CH3COOH
base
ClO4 
+
Base conjugada
CH3COOH2+
Ácido conjugado
(protón solvatado)
Solvente diferenciador
Supongamos que el solvente sea metanol CH3OH
NH3
Base
+ CH3OH
Acido

NH4+
Ácido conjugado
+
CH3O 
Base conjugada
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HNO2
Acido
CH3OH2+
Ácido conjugado

+ CH3OH
Base
+
NO2 
Base conjugada
Autoprotólisis
Los solventes anfipróticos también pueden experimentar autoionizaición o
autoprotolisis para formar un par de especies iónicas. La autoprotolisis es otro ejemplo
del comportamiento acido base.
H2 O
Acido
+
CH3OH +
Base
NH3
Base
+
H2 O
base

OH 
Base conjugada
CH3OH
Acido

CH3O 
Base conjugada
NH3
Acido

NH4+
Ácido conjugado
+
+
+
H3O+
Ácido conjugado
CH3OH2+
Ácido conjugado
NH2 
Base conjugada
SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI)
Según SI existen siete unidades fundamentales las cuales se resumen en la siguiente
tabla:
Masa
Longitud
Tiempo
Temperatura
Cantidad de sustancia
Corriente eléctrica
Intensidad luminosa
Kilogramo
Metro
Segundo
Kelvin
Mol
Amperio
Candela
Kg
m
s
K
mol
A
Cd
Estas unidades pueden ser usadas en combinación para generar unidades
complementarias tales como volumen, velocidad, densidad, área, presión etc…
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Prefijos:
Son Múltiplos o submúltiplos de potencia de 10 que se utilizan con las unidades básicas
para expresar cantidades de medida muy grandes o muy pequeñas en términos de pocos
dígitos simples: esto da origen a la notación científica.
Múltiplos decimales.
Prefijo
Yotta
Zeta
Exa
Peta
Tera
Giga
Mega
Kilo
Hecto
Deca
Símbolo
Y
Z
E
P
T
G
Submúltiplos decimales
Factor
Prefijo
Símbolo
10
deci
d
10-1
1021
centi
c
10-2
1018
mili
m
10-3
1015
micro
µ
10-6
1012
nano
n
10-9
109
pico
p
10-12
106
103
102
101
femto
atto
zepto
yocto
f
a
z
y
10-15
10-18
10-21
10-24
24
M
K
h
d
Factor
CIFRAS SIGNIFICATIVAS
Métodos para presentar datos analíticos.
Cifras significativas: Las cifras significativas en una cantidad medible, corresponde a
todos aquellos dígitos ciertos o verdaderos, seguido por el primer dígito incierto.
30.2
Dígitos ciertos
±
0.02
Dígito incierto
→
30.22 (ó 30.18)
4 cifras significativas
Reglas cifras significativas.
1) Cualquier dígito diferente de cero es significativo. Así 8.45 cm tiene tres cifras
significativas, los ceros pueden ser significativos dependiendo de su posición.
2) Ceros ubicados entre dígitos diferentes a este son significativos, Así 606 g tiene
tres cifras significativas.
3) Ceros a la izquierda del primer dígito diferente de cero no son significativos así
0.008 L tiene una sola cifra significativa, estos ceros se utilizan para indicar el
punto decimal.
4) Si el número es mayor o igual que 1, los ceros escritos a la derecha del punto
decimal son significativos, así 20 mg, tiene 2 cifras significativas.
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FORMAS DE EXPRESAR CONCENTRACIÓN Y COMPOSICIÓN DE
SOLUCIONES.
UNIDADES DE COMPOSICIÓN
1 ) Porcentaje peso-peso
%(p/p) =
m sto
x 100
m s ln
g sto
100 g s ln
=
Se usa para expresar la compocisión de
reactivos acuosos comerciales. El
HNO3 se vende al 70% (i.e 70 g de
HNO3 por 100 g de sln)
2 ) Porcentaje peso-volumen
%(v/v) =
=
Vsto
X 100
Vs ln
ml sto
100 ml s ln
Se
utiliza
para
expresar
la
composición
de
una
solución
preparada al diluir un líquido puro con
otro líquido. Ejemplo: solución acuosa
de metanol al 5 % quiere decir que 5
ml de etanol por cada 100 ml.
Nota: 1) y 2) son adimensionales (no tienen unidades, pues se cancelan)
3 ) Porcentaje volumen-volumen
% (p/v) =
=
msto
x 100
Vs ln
g sto
100 ml s ln
Se utiliza para expresar la composición
de un soluto sólido en una solución
acuosa.
Ejemplo: solución acuosa de AgNO3 al
5% se refiere a 5 g AgNO3 por cada 100
ml de solución.
Nota: Las unidades de esta expresión no se cancelan por lo tanto deben ser
especificadas.
4 ) porcentaje molar
% (η/ η) =
=
 sto
x 100
 s ln
 sto
100 s ln
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5)
partes por millón peso-peso
msto
x 106
ms ln
ppm (p/p) =
=
g sto
x 100
10 6 g s ln
6) Partes por millón peso volumen
Para soluciones acuosas muy diluidas la densidad es aproximadamente 1.00 g/ml.
g
1g
g sto
x 106 x s ln = sto x 106
g s ln
ml s ln ml s ln
ppm (p/v) =
≡
≡
1mg sto
g sto
mg sto
≡
ya que
= 1 ppm
10 ml s ln
Ls ln
Ls ln
6
g sto
1000ml s ln
1000mg sto mg sto
x
x
=
10 mls ln
1Ls ln
1g sto
Ls ln
6
7) Partes por mil peso-peso
ppt(p/p) =
≡
msto
x1000ppt =
ms ln
g sto
10 3 g s ln
8) Partes por mil peso-peso
ppt(p/v) =
≡
msto
x1000ppt =
Vs ln
g sto
10 mls ln
3
9) Partes por billón peso-peso
ppb (p/p) =
msto
x109
ms ln
1 billón = 109 en el sistema ingles equivale a 1 millardo cuando se traduce al español.
Por lo tanto 1 billón = 1000 millones.
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
1. Formalidad ( definido inicialmente para especies iónicas)
F=
2.
# PF g sto
# Peso fórmula de sto
=
L de sln
L de sln
# PFg =
g sto
PF
# PFg =
g sto
P.M sto
Molaridad (definido inicialmente para moléculas sin disociar)
Ma =
Ma =
moles  de  soluto mmol  de  soluto
=
V  de  s ln(ml )
V  de  s ln(L)
 sto
m sto
=
Vs ln ( L) Vs ln (ml )
Nota: Esta expresión se utiliza para soluciones no iónicas, es decir especies que
no disocian o que permanezcan como moléculas, muchos autores consideran M
y F sinónimos independientes de que el soluto exista como ión o como molécula.
Ma: Concentración molar analítica, me indica como debo preparar la solución.
Me: Se utiliza para expresar la concentración de especies en equilibrio o
especies disueltas, también se usa la notación [i].
Na2SO4
0.5 Ma
→
2Na+ + SO4=
(2x0.5)
0.5
[Na+] ≡ 1.0 Me
[SO4=] ≡ 0.5 Me
3.
Osmolaridad (Número total de partículas disueltas por litro de solución)
Os =
Osmoles ( sto)
L( s ln)
El prefijo Os, esta relacionado con la presión osmótica que experimentan las
células a una concentración determinada.
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Ejemplo
Ca3(PO4) → 3Ca2+ +
0.2 Ma
0.2x3
2PO430.2x2
Total de especies disueltas = 5 (2 fosfatos y 3 calcios)
Os = 5*0.2m = 0.10 m
4.
Densidad
ρsln =
5.
mg sto
msto ( g ) kg sto
=
=
Vs ln (ml )
Ls ln
Ls ln
Gravedad específica de una solución.
g.e =
 s ln
H O
2
6.
Normalidad de una solución.
N=
# meq  gramo  de  sto
# eq  gramo  de  sto
=
Vs ln ( L)
ml s ln
# eq  gramo =
msto
Peso  eq  del  sto
Peso  eq  del  sto =

e
µ: Peso molecular de la sustancia.
e: Corresponde al numero equivalente el cual depende de la reacción en la que
participa la especie.
e: # de H ó OH- si la especie participa en una reacción de neutralización
# de e- transferidos o ganado si la especie participa en una reacción REDOX
# cargas positivas del metal si la especie participa en una reacción de
precipitación o complejación.
El concepto de peso equivalente gramo o simplemente equivalente gramo sirve
para realizar los cálculos estequiométricos sin balancear las ecuaciones.
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7.
Titulo de una solución (T)
Peso de analito (mg) analito que es equivalente a un volumen (ml) de solución
estandar conocida o viceversa.
T=
mg sto
ml s ln
=
ml s ln
mg sto
8. Molalidad de una solución.
Mw =
9.
 sto
m sto
=
kg s ln
g s ln
Funciones (p)
Es una forma de expresar la concentración de una especie a través del logaritmo
negativo (base 10) de la concentración molar de la especie, siendo X la especie.
pX = -Log [X];
[X] = 10 -px
o
Ejemplo: Si X = H, entonces tenemos pH =-Log [H3O+]
Ejercicio: El análisis de un agua para calderas se encontró que el contenido de iones
Ca2+ era de 565 ppm. Teniendo en cuenta que la densidad es de 1563 g/L calcular
1. %(P/P) de Ca2+
2. %(P/V) de Ca2+
3. ppt (P/V) de Ca2+
4. ppt (P/P) de Ca2+
5. ppm (P/P) de Ca2+
6. ppm (P/V) de Ca2+
7. ppb (P/P) de Ca2+
8. ppb (P/V) de Ca2+
9. Ma de Ca2+
10. Si se supone que el Ca en esta agua proviene de la disociación completa del
fosfato Ca(PO4)2 , calcular.
a) Ma
b) 10.2. Mw
c) 10.3. P ca 2  y P PO
4
2
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Solución.
m sto
x 100
m s ln
1. %(P/P) =

565  mg  Ca 2
1Ls ln
1g s ln
x
x
x100
%(P/P) =
Ls ln
1565 g s ln 1000mg s ln
0.0361g  Ca 2
= 0.0361 % ó
100 g  s ln
2. % (p/v) =
%(P/V) =

msto ( g )
x 100
Vs ln ( ml )
0.0361g sto 1565 g s ln
1Ls ln
x
x
x100
100 g s ln
Ls ln
1000ml s ln
= 0.0562 % ó
0.0562 g  Ca 2
100ml  s ln
g sto
x 103
ml s ln
3. ppt(P/V) =

0.0562  g  Ca 2
=
x 1000
100  ml s ln
= 0.562 ppt (P/V)
g sto
x 103
g s ln
4. ppt (P/P) =

=
0.0361  g  Ca 2
x103
100  g s ln
= 0.361 ppt(P/P)
5. ppm(P/P) =
msto
x106
ms ln

0.0361  g  Ca 2
=
x106
100  g s ln
= 361 ppm

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6. ppm (P/V) =
g sto
mg sto
x106 =
ml s ln
Ls ln

0.0562  g  Ca 2
=
x106 = 562 ppm (P/V)
100  ml s ln
7. ppb (P/P) =
msto
x109
ms ln

0.0361  g  Ca 2
=
x109 = 3.61 x 105 ppb (P/P)
100  g s ln
8. ppb (P/V) =
msto
x109
Vs ln

=
9. Ma =
0.0562  g  Ca 2
x109 = 5.62 x 105 ppb (P/V)
100  ml s ln
 sto
Ls ln


1000ml s ln
0.0562  g  Ca 2
1mol  Ca 2
=
x
x
 = 0.0140 Ma
100  ml s ln
Ls ln
40,08 g  Ca 2
10. Para hallar la molaridad analítica del Ca3(PO4)2 escribimos la ecuación de
disociación balanceada y a partir de la concentración del calcio del numeral
anterior la calculamos como sigue:
Ca3(PO4)2 → 3Ca2+
+
2 PO4≡


1mol  Ca 3 (PO 4 ) 2 Ca 2
0.0140mol  Ca 2
a) Ma [Ca3(PO4)2 ] =
x
= 4.7x103 Ma

Ls ln
3mol  Ca 2
b) Mw =
 sto
kg s ln


Ls ln
4.7 x10 3 mol  Ca 2
1000 g  Ca 2
Mw =
x
x
= 3.00x103 Mw
2
2
Ls ln
1kg  Ca
1565 g  Ca
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c) PX = -Log [X]
X1= Ca2+ =0.0140 mol/L


0.0140mol  Ca 2 2mol  PO4
x
= 9.33 x 10-3
X2= PO43- =
2
L
3mol  Ca
pCa=-Log [0.0140] = 1.85
pPO4 =-Log [9.33x10 3 ] =2.03
También se puede hacer lo inverso, si lo que se quiere es determinar la concentración a
partir del valor de la función p
[Ca2+] = 10-pCa
[PO4≡] = 10-pPO4
DILUCIONES.
Es una acción que consiste en adicionar solvente (generalmente agua) a una solución
concentrada con el fin de obtener una mas diluida o de menor concentración. Las
diluciones pueden ser simples o sucesivas.
Dilución simple: en este caso el proceso de dilución se da en solo paso, siempre y
cuando se tenga los instrumentos de volumen adecuado.
VcMc = VdMd
Se cumple, # conc # diluida
Representación esquemática de una solución simple
Dilución sucesiva: en caso de que se quiera preparar soluciones de concentración muy
pequeña (ppm, ppb, pptr), que a su vez requieren de instrumentos de volumen o masa
muy pequeños que en la mayoría de los casos no están disponibles comercialmente, se
recurre al uso de las diluciones sucesivas o por etapas.
Alexander Santamaría
Representación esquemática de una solución sucesiva o por etapas
Ejemplos:
a) Diluciones simples
Describa claramente la preparación de 500.0 mL de solucion de HCl 6.00 Ma en
agua pura a partir de una solucion concentrada 18 Ma del mismo reactivo.
Datos conocidos:
Vd = 500.0 mL
Md = 6.0 Ma
Mc = 18.0 Ma
Datos desconocidos
Vc =?
Dilucion directa usamos
VcMc = VdMd
Vc = 500.0x6.0 = 166.7 mL 167
mL
18.0
Descripcion: para preparar 500.0 mL 6.0 Ma en HCl, se debe tomar
aproximadamente 167 mL del reactivo concentrado (18.0 Ma) y transferirlo a un
balon volumetrico de 500.0 ml donde se completa con agua hasta la marca del
aforo.
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b) Ejemplo de diluciones sucesivas
Se require determinar el contenido de Na+ en 5.00 ml de muestra de orina. Esta
muestra se diluyo con agua desionizada hasta 100.0 ml en un matraz
volumetrico. De esta solucion se tomo una alicota de 20.0 ml y se diluyo con
agua hasta 50.0 ml. De esta nueva solucion se tomo una alicota de 25.0 ml y se
diluye con agua desinozada hasta 50.0 ml. Finalmente, se tomo 5.00 ml de esta
ultima solución y por absorción atomica se detecto que el contenido de Na+ es
5.00 ppm. Determine:


mg de sodio en la muestra original
% (p/v) Na+
Planteamiento del problema
5.00 mL Orina (Na+) →
100.0 mL
↓
20.0 mL → 50.0 mL
↓
25.0 mL →
50.0 mL
↓
5.00 mL
↓
5.00 ppm (Na+)
 5.00 g Na 
 1000 mgNa    50.0  100.0 
a) mgNa =  6
* 50.0mLs ln  * 
*

*

 10 mLs ln
  1gNa
  25.0   20.0 
+
= 2.50

2.50mg Na
1g Na 
*
* 100
b) %(p/v) Na =
5.00ml s ln
1000mg Na 
+
= 0.05
RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS
Estequiometria de una reacción: Es la relación del número de moles que existe entre
los reactivos y los productos de una reacción química. Las relaciones estequiométricas
están definidas por 3 leyes.
1. Ley de la conservación de la masa: En una reacción química la masa se conserva
(lavoisier), es decir, la masa de las especies de los reactivos es igual a la masa de los
productos.
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Ejemplos:
Na+(ac)
+
2g
Cl  (ac)
→
NaCl(ac)
3g
5g
5g
+
C3 H 8 ( g )
1(44g)
44g
5O2 ( g ) )
5g
→
5(32g)
160g
3CO2 ( g ) +
→
→
3(44g)
132g
204 g
4H 2O ( g )
4(18g)
72g
204g
Notas. La masa permanece constante independiente de la transformación que sufra, la
masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los cuerpos (especies)
resultantes.
En una reacción química la cantidad de materia es igual al final y al comienzo de la
reacción.
2. Ley de la composición definida o constante.
Los elementos se combinan para formar compuestos ( o un tercero) en una proporción
de masa fija definida.
El FeS se combinan 7 g Fe por cada 4g de S.
Fe
56 28 7
=
=
=
32 16 4
S
Ejemplo: El H2O se combina según relación en masa de
1
8
2 g 1gH
2H
=
=
1O 16 g 8 gO
De acuerdo con lo anterior, 8g de oxígeno se combinan con 1 g de Hidrógeno para
formar según la ley de conservación de las masas 9g de H2O.
Alexander Santamaría
3. Ley de las proporciones múltiples.
Esta ley nos dice que dos sustancias puras se pueden combinar para formar más de un
compuesto. En este caso la relación en que se combinan los elementos de una sustancia
es igual a una relación de números enteros 2/1, 3/1, 3/2.
Ejemplo:
Cu se combina con el oxígeno para formar 2 compuestos diferentes dependiendo de las
condiciones experimentales.
Óxidos cobre
%Cu
%O
( mCu/mO)
+
88.83
11.17
7.953
2+
79.9
20.1
3.975
I(Cu )
II(Cu )
La tercera columna da las masas de Cu que se combinan con 1 g de oxígeno para formar
los respectivos óxidos.
Obsérvese la relación de números enteros
7.953 2
≡ , se cumple la relación.
3.975 1
REACCIONES QUÍMICAS
Reacción química: Es un proceso mediante el cual los reactivos con unas propiedades
bien definidas se transforman en los productos que también tienen propiedades
definidas pero diferentes a los reactivos de partida. Las reacciones químicas se
representan por medio de ecuaciones.
Una ecuación química es una representación esquemática de una transformación o
proceso y puede ser:
1. Moleculares:
3Pb(NO3)2 (ac) + 2NaPO4(ac)
→
Pb3(PO4)2 (s) +6NaNO3 (ac)
Estado de agregación
2. Iónicas
3Pb2+ +
6NO3- +
6Na+ + 2PO43-
→ Pb3(PO4)2(s) + 6NO3- +
Reacción neta:
3Pb2+(ac)
+
2PO43- (ac)
→
Pb3(PO4)2(s)
6Na+
Alexander Santamaría
REACTIVO LÍMITE:
Definición: Sustancia que se consume completamente en una reacción química
Sustancia que limita una reacción química.
Ejercicio: Cuantas gramos de Pb3(PO4)2 (s) se obtiene al mezclar 0.5120 g de Na3PO4
sólido del 80% pureza con 500ml de solución de Pb(NO3)2 0.00750Ma, si la eficiencia
de la reacción es del 85.0% ( P.M. Pb3(PO4)2 = 84.93 g/mol).
En forma molecular la ecuación química es:
Na3PO4 (ac) + Pb(NO3)2 (ac) → Pb3(PO4)2(s) + NaNO3 (ac)
a) Verificar si la reacción esta balanceada y plantear el problema
2 Na3PO4 (ac)
+
3 Pb(NO3)2 (ac)
500 ml
Pb3(PO4)2
0.00750M
→
Pb3(PO4)2(s) + 6 NaNO3 (ac)
85.0%
0.5120g
Na3(PO4)2
80% pureza
g Pb3(PO4)2
?
b) Calculamos las milimoles (nmol) de cada reactivo
nNa3PO4 = 512.0 mg Na3PO4x
80.0 1molNa3 PO4
x
= 2.50 nmol
100 164 gNa3 PO4
nPb(NO3)2 =
x 500mLsln = 3.75 nmol
0.00750nmolPb( NO3 ) 2
mLs ln
c) Hallamos el reactivo limite a través del calculo de la relación n/C
Se toman las nmoles (n) halladas de cada uno de los reactivos y se divide por el
coeficiente estequiométrico (C) de la reacción. En este caso, el menor valor de relación
molar, corresponde al valor del reactivo límite.
(n/C)Pb(NO3)2 =
3.75
= 1.25
3
Cualquiera de los dos puede ser el reactivo límite.
2.50
(n/C)Na3PO4 =
= 1.25
2
d) Una vez hallado el reactivo limite, tomamos las moles de dicho reactivo y
calculamos las cantidades de las otras especies que participan en la reacción. En este
ejemplo vemos que cualquiera de los dos reactivos puede ser la especie limitante. Por
lo tanto, tomando las moles del Na3PO4
Alexander Santamaría
W Pb (PO ) = 3.75 nmol Na3PO4x
3
4 2
1nmolPb3 ( PO 4 ) 2
1g
85
811.43mg
x
x
x
2nmolNa3 PO4
1mmolPb3 ( PO4 ) 2 1000mg 100
= 0.860g
Otra forma
W Pb (PO ) = [(VRL*Cf] mmol Pb3(PO4)2 x
3
4 2
85
1g
811.43mg
x
x
= 0.860g
1mmolPb3 ( PO4 ) 2 1000mg 100
VRL = Valor del reactivo limite (1.25)
Cf = Coeficiente estequiometrico de la sustancia a buscar (en este caso Pb3(PO4)2 tiene
un coeficiente estequiometrico = 1)
Ejercicio: realizar el mismo calculo tomando las nmol del Pb(NO3)2