Preparación de soluciones por volumetría (página 2)

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

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

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:

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:

• 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