Volumetría. Ejercicios

Peso equivalente.
Normalidad

Las definiciones de "peso equivalente" y de "normalidad"
son esencialmente las mismas para todos los casos del
análisis volumétrico; sin embargo, es más
fácil comprender sus aplicaciones tratándose de
reacciones en las que los elementos no cambian de valencia, como
son las reacciones por sustitución, cuyo ejemplo
más sencillo lo encontramos en las reacciones de
neutralización; tratándose de proceso de
oxidación – reducción, la comprensión
del sistema de calcular es menos fácil para el
principiante, debido a los cambios que sufren los
iones.

En una reacción volumétrica de
neutralización la reacción fundamental
es:

Ella indica que el peso equivalente del hidrogeno
(1.008g) reacciona cuantitativamente neutralizando el peso
equivalente de un hidroxilo (17.008), para dar lugar a la
formación de una molécula de agua. En esta
reacción el ión hidrogeno representa a un
ácido monobásico y el ión hidroxilo a una
base monovalente, pudiéndose escribir entonces:

Es decir, que el peso molecular del ácido
clorhídrico (36.46), o sea su peso equivalente, reacciona
exactamente con el peso molecular del hidróxido de sodio
(40.00), que también es su peso equivalente. Si se tiene
una solución de de ácido clorhídrico que
contenga, por litro, 36.46g del ácido, esa solución
de acuerdo con la definición es una solución
normal, por otra parte, una solución de hidróxido
de sodio con 40.00g por litro es también una
solución normal; ambas son equivalentes entre sí,
puesto que las cantidades de de ácido y de
hidróxido son capaces de reaccionar cuantitativamente, es
decir, de neutralizarse; por lo tanto si se mezcla entre
sí, un litro de la solución normal del ácido
con un litro de la solución normal de la base, se
obtendrán dos litros de solución neutra (suponiendo
que al mezclar no hay variación de volumen).
Volúmenes iguales de dos o más soluciones de la
misma normalidad, son equivalentes entre sí, o bien, que
soluciones de la misma normalidad se equivalen volumen a
volumen.

Titulación
de las soluciones

En la determinación de la normalidad o titulacion
de las soluciones, los casos más comunes son los
siguientes:

• a) Un peso conocido de una sustancia Q.P. se
  hace reaccionar con la solución en cuestión, y
  se relaciona el peso de aquella con el volumen empleado de
  ésta.

• b) Un volumen de la solución que se
  titula se hace reaccionar cuantitativamente con el volumen
  correspondiente de una solución de titulo
  conocido.

• c) Se valora gravimetricamente la sustancia
  contenida en la solución cuyo titulo se desea conocer,
  y se relaciona con la normalidad.

Ejemplos:

• 1) Con carbonato de sodio puro y seco se
  determina la normalidad de una solución de
  ácido clorhidrico, obteniéndose los siguientes
  datos:

Peso de carbonato de sodio
empleado……………………………..0.2343g

Volumen de la solución ácida
requerida

Para neutralizar el
carbonato…………………………………………39ml

El peso equivalente del carbonato de sodio es la mitad
de su peso molecular,

Puesto que el ácido carbónico tiene dos
átomos de hidrogeno substituidos por dos átomos de
sodio, es decir, se trata de un ácido dibasico. El
miliequivalentes del carbonato de sodio es 0.053g ósea la
cantidad correspondiente a 1ml de solución normal.
Entonces si 0.053g equivalen a 1ml, la cantidad de Na2CO3 pesada
para la titulacion, en nuestro ejemplo 0.2343g equivaldrán
a equis mililitros normales. Estos a su vez corresponden a los 39
ml de la solución ácida de normalidad NX luego
tenemos:

Que es la normalidad y se expresa por 0.01133
N

El cálculo de la normalidad en casos similares se
hará según la siguiente formula general:

• 2) Para titular una
  solución de ácido sulfúrico se empleo
  carbonato de calcio puro y seco, obteniéndose los
  datos siguientes:

Peso de la muestra de
carbonato………………………….0.5000g

Volumen del ácido
empleado……………………………….32ml

Teniendo en cuenta que el peso equivalente
del carbonato de calcio es:

NORMALIDAD DE UNA SOLUCION OBTENIDA POR
MEZCLA DE DOS O MAS SOLUCIONES.

1er ejemplo: mezcla de dos
soluciones de diferente normalidad, pero de la misma
sustancia.

Se mezclan 800 ml de solución de
NaOH, con 200 ml de solución también de NaOH,
0.9229 N; ¿Cuál es la normalidad de la
solución resultante?

Se convierten los 800 ml en normales,
multiplicándolos por su normalidad, y lo mismo se hace con
los 200 ml:

800 0.2530 = 202.40 ml normales

200 0.9220 = 184.40

Como cada ml normal corresponde a un
miliequivalente, el total de éstos será:

202.40 + 184.40 = 386.80 m.e.

Contenidos en 800 + 200 = 1000 ml de la
solución. Como la normalidad es igual al número de
miliequivalentes por ml, tenemos:

Dilución
con agua, de una solución de normalidad conocida, para
llevar a otra normalidad deseada

En algunos casos se desea obtener, por
dilución de una solución concentrada, otra
solución de determinada normalidad, bien sea para que esta
quede expresada en números redondos, o bien para que la
concentración tenga determinado titulo, expresado en
términos de un compuesto o elemento.

1er ejemplo: se desea diluir un
volumen de 700 ml de una solución de 0.1208 N para obtener
una solución exactamente decinormal ¿Qué
volumen de agua es necesario añadir a
aquél?

Teniendo en cuenta que toda solución
normal contiene un miliequivalente por mililitro (cualquiera que
sea la sustancia disuelta), los 700 ml contendrán 700
0.1208 = 84.56 m.e.
si esta solución se diluye, el numero total de
miliequivalentes no se modificará, y sólo variara
la relación con respecto al volumen. Para obtener la
solución 0.1 N deseada, bastara con buscar el volumen
total que, conteniendo 84.56 m.e., a cada mililitro le
corresponderá 0.1 de m.e.

Preparación de una solución de
determinada normalidad, mezclando dos
soluciones

El numero de miliequivalentes contenidos en
el volumen de la solución que se desea obtener, debe ser
igual a los miliequivalentes de las dos soluciones que se
mezclan: el calculo del volumen de cada una de ellas se
efectúa algebraicamente en la forma siguiente; designando
por:

A = normalidad de la solución
concentrada.

B = normalidad de la solución
diluida.

C = normalidad de la solución
deseada.

X = volumen de la solución
A.

Y = volumen de la solución
B.

M = volumen deseado de la
mezcla.

Tenemos:

Ejemplo: se tienen dos soluciones de la
misma sustancia: una es 0.1224 N y la otra 0.0826 N. se desea
obtener un litro de solución 0.1 N exacta. Se pregunta:
¿Qué volúmenes deberán mezclarse de
cada una de las soluciones?

Aplicando la formula:

562.81 y 437.19 son los volúmenes
que es necesario mezclar de la solución más diluida
y de la más concentrada, respectivamente para obtener un
litro de solución exactamente 0.1 N.

Determinación del porciento de un
compuesto en una sustancia dada

El porciento de pureza de una sustancia
puede ser determinado volumetricamente, si se conocen la
normalidad y el volumen de la solución empleada en la
titilación y el peso de la muestra analizada.

FORMULA:

m.e. = miliequivalente de la sustancia que
se determina.

Ml = volumen empleado en la
titulación.

N = normalidad de la solución
usada.

P = peso de la muestra en
gramos.

Ejemplo: para determinar el porciento de
NaOH en una muestra, con solución aproximadamente normal
de ácido clorhídrico, se pesan 0.8250g del
producto, los cuales requieren 18 ml de la solución de
ácido, que es 1.0335 N.

Titulaciones en
las que cada mililitro de la solución empleada tiene una
relación sencilla con el porciento de la substancia que se
valora

En otros casos es vez de preparar una solución
empírica, es preferible usar las soluciones del sistema
normal, fijando únicamente el peso de las muestras que se
analizan.

Estos cálculos se basan en la formula general
para obtener el prociento.

Ejemplo:

Transformación del título de
una solución en la normalidad respectiva y
viceversa

A menudo es conveniente transformar una normalidad en
titulo respectivo, referido a un elemento o compuesto, o hacer la
transformación de titulo a normalidad.

Este calculo se hace comprensible si se tiene en cuenta
que el titulo de una solución normales igual al
miliequivalente del soluto, tomando como ejemplo una
solución normal de NaOH, el titulo de ella es 0.010g de
hidróxido de sodio, el igual se puede expresar en
cualquier otro compuesto, tomando las cantidades
equivalentes.

Si se trata de una solución en 0.5 N (medio
normal), su titulo en términos de NaOH es 0.010 0.05 = 0.020g y en
términos de H2SO4 es 0.19 0.5 =0.245g.

Para convertir normalidad de una solución a
titulo a términos de una sustancia dada, se multiplica la
normalidad por el miliequivalente de dicha sustancia.

Ejemplo: ¿Cuál será el titulo de
una solución de 0.1056 N expresada en términos de
Ag? el peso equivalente de la plata es igual a su peso
atómico, ose a 107.88; su miliequivalente es 0.10788 por
lo tanto el titulo de la solución 0.1056 N expresada en
términos de Ag es.

0.1056 0.10788 = 0.01139g de Ag.

Inversamente, para transformar el titulo de una
solución en la normalidad respectiva, basta en dividir el
titulo entre el mili equivalente de la sustancia en la que se
expresa el titulo.

MOL –
Molaridad

En el año 1961 se tomaron acuerdos
internacionales entre las principales sociedades de
química y física respecto a la unidad de masa de
los elementos, estos acuerdos especifican que para la mencionada
se tomo como base el carbono, su formula C12 que tiene un valor
de la doceava parte de base de carbono C12 esta unidad es de gran
interés en la química y sobre todo en la
física moderna, ya que masa y peso no son
sinónimos. En el análisis químico
cuantitativo, al tratar de la balanza analítica explicamos
las razones por las cuales podemos tomar el peso de un cuerpo
como igual a su masa. Pero en la física si es necesario
diferenciar un concepto del otro con toda precisión. En
nuestros cálculos en química analítica los
hemos ejecutado tomando como base los pesos atómicos y los
pesos moleculares de las sustancias. Sin embargo no nos hemos
ocupado de esas cantidades químicas, en los átomos,
o las moléculas.

La conmovida expresión del numero de abagadro,
nos define la cantidad de átomos contenidos en el peso
atómico de los elementos, expresado en gramos, así
12 g exactamente de C12 , contiene el numero de abogadroen
átomos de carbono, ósea 6.022 x 10

Este sirvió de base para la unidad buscada la que
se designa con el nombre de MOL, aunque no es de uso muy
común el análisis cuantitativo. Un mol es el peso
gramo molecular de una sustancia, es el peso molecular expresada
en gramos. La definición únicamente se refiere a la
suma de los pesos atómicos de los elementos
contenidos.

Métodos de
análisis volumétrico

PRINCIPIOS GENERALES

Un método de análisis volumétrico
se basa en una reacción química como: aA+ tT=
producto

En donde a representa las moléculas
analítica de A, que reacciona con t moléculas de
reactivoT.El reactivo T se adiciona con una buena bureta, en
forma creciente como una solución de concentración
conocida.

A esta solución se le conoce como
estándar, su concentración se determina mediante un
proceso llamado estandarización. La adicción del
titulante es continua hasta que se ha añadido una cantidad
de titulante.

Este cambio de color puede o no ocurrir en el punto de
equivalencia exacto.Al momento que el indicador cambia de color
se le denomina punto final.

Uno de loa aspectos importantes en el análisis
volumétrico es seleccionar el indicador que haga coincidir
estos dos puntos.

En término titulacion se refiere al proceso en el
cual se mide la cantidad de volumen requerido para alcanzar el
punto de equivalencia.

Reacciones que se
utilizan en las titulaciones

1.- REACCIONES ACIDO – BASE: Existen un gran
número de ácidos y bases que se pueden determinar
mediante la volumétrica. Si HA representa el acido que va
a ser determinado y BOH la base de las reacciones son:

Los titulantes son por lo general soluciones
estándares de electrolitos fuertes, con el
hidróxido de sodio y el acido
clorhídrico.

2.- REACCIONES DE OXIDACIÓN
– REDUCCIÓN (REDOX)

Las reacciones químicas que involucra la
oxidación son muy utilizadas en análisis
volumétrico. Por ejemplo, El hierro en el estado de
oxidación de +2 puede titularse con una solución
estándar de sulfato de cerio (IV):

3.- REACCIONES DE PRECIPITACION: Un procedimiento
volumétrico muy empleado es el de la precipitación
del cation plata con un anion halógeno. La reacción
es:

4.- REACCIONES DE FORMACIÓN: Un ejemplo de
reacción en el cual se forma un complejo estable es
aquella que ocurre entre la plata y los iones cianuro:

Esta reacción es la base llamado método de
Liebig para la determinación de cianuro, como el acido
etilendiaminotetracetico (EDTA).

Requisitos para
las reacciones utilizadas en análisis
volumétrico

Una reacción debe satisfacer ciertos requisitos
antes de que pueda ser utilizada.

1.- La reacción debe ocurrir de acuerdo a una
reacción química definida. No deben existir
reacciones colaterales.

2.- La reacción debe terminar por completo en el
punto de equivalencia.Otra forma de decir esto es que la
constante de equilibrio de la reacción debe ser muy
grande.

3.- Debe contarse con un método para determinar
cuando se alcanza el punto de equivalencia. Debe estar disponible
un indicador o algún método instrumental que
permita el análisis cuando debe tener la adición
del titulante.

4.- Es conveniente que la reacción sea
rápida para que la titulación pueda realizarse en
unos cuantos minitos.

Consideremos la determinación de la
concentración de una solución de acido
clorhídrico mediante la titulacion con solución
estándar de hidróxido de sodio.

En el punto de equivalencia, el PH de la solución
cambia drastimente con unas cuantas gotas de titulante y existan
varios indicadores que responden a este cambio de PH cambiando de
color.

Por otro lado, la reacción del acido
bórico con el hidróxido de sodio

Por esta razón, el cambio de PH que ocurre con
unas cuantas gotas de titulante en el punto de equivalencia es
muy pequeña y el volumen de titulante que se necesita para
llegar a el, no puede Determinarse con
precisión.

La reacción entre el alcohol etílico y el
acido acético también es inadecuada para una
titulacion. Es muy lenta y no llega a completarse la
reacción entre el estaño (II) y el perganmanato de
potasio no es satisfactorio a menos que se excluya el
aire.

Puede ocurrir una reacción colateral si esta no
se elimina. Ya que el estaño se oxida fácilmente
con el oxigeno atmosférico. La presipitacio de ciertos
iones metálicos con Ion sulfuro cumple con todos los
requisitos establecidos antes, menos con el 3, porque no hay
indicadores adecuados para la titulación

Estequiometria

A la rama de la química que estudia las
reacciones en peso que existan entre los elementos y los
compuestos de las reacciones químicas se le llama
estequimetria.

Aquí analizaremos los métodos utilizados
para expresar la cantidad de soluto en solución y los
cálculos estequimetricos relacionados con las soluciones,
ya que las soluciones acuosas son muy utilizados en la
mayoría de las áreas del análisis
cuantitativo.

Peso molecular y
peso fórmula

El termino peso formula – gramo (o peso formula)
es la suma de los pesos atómicos de todos los
átomos contenidos en la formula química de una
sustancia y normalmente es el mismo que el peso molecular de
este, algunos químicos utilizan el peso formula en lugar
del peso molecular en los casos que resultan inapropiado hablar
de moléculas de una sustancia, particularmente aquellos en
los que se trata con compuestos iónicos. Por ejemplo en
caso del cloruro sádico, las pequeñas unidades que
se encuentran en el solidó son iones Nay Clla molécula de NaCl no existe como
tal. Ya que el mol según se definió arriba, se
refiere también a las moléculas, utilizaremos el
término peso molecular como sinónimo de peso
formula en tales casos. Se entiende que este uso no indica nada
respecto a la estructura del compuesto en las situaciones en
donde ocurre la formación o disociación de
complejos en solución, utilizaremos el termino formalidad
para expresar la concentración que indique la cantidad
total de una sustancia adicionada a una Sión, y a la
molaridad para indicar las concentraciones de las especies
individuales en el equilibrio.

Autor:

Guille Reyes