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Preparación de soluciones por volumetría (página 2)




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Producto de solubilidad

El producto de solubilidad de un compuesto ionico es el producto de las concentraciones molares (de equilibrio) de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio.

CmAn ↔ m Cn+ + n Am-

Donde C representa a un catión, A a un anión y m y n son sus respectivos índices estequiométricos. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de solubilidad será:

Kps = [Cn+]m [Am-]n

El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto. También es fácilmente observable que si aumentamos la concentración de uno de los componentes o iones y alcanzamos de nuevo el estado de equilibrio de solubilidad, la concentración del otro ion se verá disminuida debido al efecto del ion común (efecto de acción de masa).

Un equilibrio de solubilidad es un equilibrio heterogéneo y por tanto, para poder calcular la constante de equilibrio, siempre debe estar presente un la fase solida, aunque sea en cantidades minimas.

Solubilidad molar y solubilidad

Hay dos formas de expresar la solubilidad de una sustancia: como solubilidad molar, número de moles de soluto en un litro de una disolución saturada (mol/L); y como solubilidad, número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada (gr/L). Todo esto ha de calcularse teniendo en cuenta una temperatura que ha de permanecer constate y que suele ser la indicada en las condiciones estandar o condiciones de laboratorio (P=101 kPa, T=25ºC).

Valoraciones de formación de complejos o complexometrías:reacciones de complejación

Equilibrio de complejos

El equilibrio de formación de complejos es el equilibrio establecido entre las moléculas que forman un complejo. Su estudio esta dentro de la Química analítica.

Teoría de Lewis

Empezaremos explicando la teoría de ácidos y bases de Lewis. Desde siempre hemos aprendido que un ácido de Lewis es aquella especie que, en disolución, es capaz de aceptar pares de electrones. A cambio, una base de Lewis es toda especie que, en disolución, es capaz de ceder pares de electrones.

Para que una especie pueda actuar como ácido de Lewis debe presentar, por tanto, orbitales vacantes de baja energía donde poder albergar los electrones que acepte. Asimismo, una especie será base de Lewis cuando presente pares de electrones desapareados orientados en las direcciones adecuadas para poder ser cedidos al ácido. Habitualmente los ácidos de Lewis se conocen como aceptores, mientras que las bases de Lewis se llaman dadores. Cuando un dador y un aceptor reaccionan entre sí, se produce un enlace covalente dativo o coordinado, es decir, un enlace adicional causante de la formación del complejo de coordinación.

En éstas, vemos que las reacciones de formación de complejos no son más que equilibrios que se establecen entre un ácido de Lewis y una base de Lewis, que en esta rama de la química se conocen como ligandos (o ligantes, según se dice en algunas regiones de Sudamérica). Este tipo de reacciones tienen un especial interés en la química analítica, pero su estudio está detallado dentro de la rama de la química inorgánica.

Historia: Werner

El padre de la química de la coordinación es Werner, que estudió el enlace de estos compuestos y su isomería (que es una característica típica de la química del carbono, pero no exclusiva de ella), aunque las cuestiones que estudió Werner acerca de enlace y reactividad de complejos no están relacionadas con su aplicación en el campo de la química analítica, sino en el anteriormente mencionado campo de la inorgánica.

Cinética y Termodinámica de los equilibrios de formación de complejos

El químico analítico está interesado en los equilibrios de formación de complejos. Como toda reactividad, estos equilibrios se pueden estudiar desde dos puntos de vista: su cinética y su termodinámica.

Cinética

Estudia la velocidad con que se llevan a cabo las reacciones de formación de complejos, y sus mecanismos de reacción. Desde el punto de vista de la cinética, los complejos de coordinación pueden dividirse en:

*Lábiles: Su velocidad de descomposición (en el sentido de los equilibrios) es elevada. No hay un convenio establecido acerca de qué velocidad se considera elevada, dependiendo del texto se considera una descomposición total en 5 segundos, pero no es una medida rigurosa de velocidad en química.

*Inertes: Su velocidad de descomposición es muy baja. Tampoco existe un convenio establecido, pero en muchas ocasiones se considera un complejo inerte aquél que es capaz de ser aislado y caracterizado en atmósfera oxidante, y sus propiedades se mantienen constantes con el tiempo.

Termodinámica

Estudia las energías puestas en juego en las reacciones de formación/descomposición, así como las relaciones de compuestos en el equilibrio. Por tanto es la parte que más interesa a un químico analítico. En esta parte relacionaremos conceptos de termodinámica química de reactivos y productos.

  • Será un complejo estable aquél cuya energía libre de Gibbs sea menor que la que presentaban los reactivos por separado.
  • A cambio, un complejo será inestable cuando su energía de Gibbs sea mayor que la que tuvieran los reactivos por separado. (Relacionar estos conceptos con los diagramas E-CR).

Como podemos observar un complejo de coordinación puede ser termodinámicamente inestable, pero no descomponerse porque sea cinéticamente inerte. Los dos campos de estudio no son incompatibles.

Constantes de los equilibrios de formación de complejos

Los equilibrios de formación de complejos están caracterizados por tener constantes termodinámicas muy elevadas, por eso en muchas ocasiones se estudia su relación con la solubilidad de precipitados insolubles.

Para un equilibrio genérico del tipo M + L = ML, donde M es el átomo metálico coordinante y L el ligando (iones, moléculas o radicales), la constante termodinámica vendrá expresada en función de su actividad.

Reactivos patrón

Patrones primarios

Cuando se pueden preparar disoluciones de concentración exacta, conocida y estable. Ej. Dicromato potásico.

Patrones secundarios

Cuando sus disoluciones no son estables o no se puede preparar una concentración exacta. Ej. Hidróxido sódico. En estos casos es necesario un proceso de estandarización o titulación de la disolución patrón, para calcular su concentración exacta.

NOTA: La diferencia entre los patrones primarios y secundarios, está en que los primarios deben ser pesados en balanza analítica. Los segundos se pesan en balanza granataria y se titulan con un patrón primario (para obtener su factor).

2. OBJETIVOS

  • Preparar soluciones de NaOH, H2SO4 a 0,1 N
  • Normalizar las soluciones de la muestra problema.

3. DETERMINACION EXPERIMENTAL

3.1. MATERIALES Y REACTIVOS

3.1.1. Materiales

  • Pipetas
  • Fiolas
  • Erlenmeyer
  • Balanza analitica
  • Buretas
  • Espatula
  • Soporte univesal
  • Agitador Magnetico

3.1.2. Reactivos

  • Hidroxido de sodio (NaOH)
  • Acido Sulfurico (H2SO4)
  • Biftalato de potasio (HOOCC6H4COOK)
  • Carbonato de sodio (Na2CO3)
  • Fenoftaleina (indicador)
  • Heliantina (indicador)
  • Agua bidestilada

3.2. CALCULOS

3.2.1. PREPARACION DE UNA SOLUCION DE HIDROXIDO DE SODIO 0.1 N

El NaOH es un sólido, una solucion estandar de esta base no puede ser preparada por pesado directo , ya que esta sustancia es higroscopica y absorbe el CO2 de el ambiente por lo que siempre esta impurificada de Na2CO3 de agua.

Una solucion de NaOH que se va usar en valoraciones de acido base no debe tener carbonatos porque varia sus propiedades.

Calculos Previos

SUSTANCIA

PM(g/mol-g)

PUREZA (%)

NaOH

40

98

El NaOH tiene 99% de pureza, realizamos el calculo correspondiente de la siguiente manera:

1 Peq-g--------------------------1000 ml---------------------------- 1N

PROCEDIMIENTO REALIZADO

a.- Pesar en la balanza 4.08 g de NaOH impuro.

b.- Transferir el NaOH pesado a una fiola aforada de 500ml y echar agua bidestilada hasta el enrase.

c.- Tapar la fiola y homogenizar (agitar) la solucion por inversion de la fiola.

3.2.2. PREPARACION DE UNA SOLUCION DE ACIDO SULFURICO (H2SO4 ) 0.1N

El H2SO4 es un acido diprotico fuerte que a condiciones ambientales es liquido, en consecuencia para preparar una solucion valorada hay que partir del acido concentrado "tipo reactivo", a la que se denomina "solucion original", o sea la que viene de fabrica que tiene las especificaciones tales como % de pureza, densidad y las impurezas.

Calculos preliminares:

SUSTANCIA

PM(g/mol-g)

PUREZA (%)

DENSIDAD (g/ml)

H2SO4

98.8

90

1.84

1.-

2.-

3.- Pero como el acido sulfúrico con que contamos es comercial y no es puro:

Tenemos una pureza de 90 %

100 ml impuro H2SO4 _____ 90 ml puro

X _____ 2.66 ml de H2SO4

X = 2.95 ml (impuro)

4.-Tomar 2.95 ml de H2SO4 (c) y diluir hasta 1000 ml aprox. (0.1N)

5.- TITULACION: "carbonato de sodio"

DATOS:

  • PM = 105.99 g/mol-g
  • V H2SO4 gasto = 10 ml

(105.99 /2)g Na2CO3 ----------------- 1000 ml ---------------- 1N

X--------------------10 ml -----------------0.1N


Pesar y diluir en 25 ml de agua Q.P. y hechar indicador heliantina (anaranjado rojizo)

6.- TITULAR:

Indicador = Heliantina

Vgasto = 11.

3.3. CONCLUSIONES

  • Se preparo satisfactoriamente las soluciones de NaOH y H2SO4.
  • Se realizo la normalizacion para cada una de las soluciones respectivamente.
  • Se obtuvo los valores de las concentraciones de las soluciones preparadas como indica el cuadro siguiente:

SUSTANCIA

CONCENTRACION (N)

VALOR TEORICO

CONCENTRACION (N)

VALOR TITULADO

NaOH

0.1

0.102

H2SO4

0.1

0.082

  • Se realizo sus calculos previos para cada una de las soluciones dadas.

3.4. SUGERENCIAS

  • Tener mucho cuidado al manejar los reactivos y equipos de laboratorio.
  • Se recomienda aprenderse los calculos para un mejor entendimeinto para las futuras prácticas.

3.5. BIBLIOGRAFIA

  • RAY U. BRUMBLAY------ANALISIS CUANTITATIVO
  • WIKIPEDIA LA ENCICLOPEDIA LIBRE ------ANALISIS VOLUMETRICA ------2008

 

 

Autor:

Almeida Robles Christian Alessandro

Universidad Nacional del Altiplano - Puno

Facultad de INGENIERIA QUIMICA

3 de Marzo del 2008


Partes: 1, 2


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