Cálculos utilizados en Química Analítica

Capítulo 4

Rosamil Rey, Ph. D.

Table 4-1 p63

Table 4-2 p63

Introducción

•Masa molar de una sustancia es la masa en gramos de un mol de la sustancia. Las masas molares de los compuestos se obtienen al sumar las masas de todos los átomos que aparecen en una fórmula química.

• Número de Avogadros - 6.022x1023 átomos, partículas, iones o moléculas.

Ejercicios

• Determinar la masa molar de CH2O.

• Determinar la masa molar de C6H12O6

• Determinar el número de moles y moléculas de ácido benzoico (122.1 g/mol) contenidos en 2.00g del ácido puro.

• Determinar la masa en gramos de Na+ (22.99 g/mol) contenida en 25.0g de Na2SO4 (142.0 g/mol).

Soluciones• Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que puede existir

en cualquier estado de la materia sólido, líquido y gaseoso.

• Se le llama soluto al componente de la solución que se va a disolver, y se le llama solvente al que va a disolver al soluto. Cuando un soluto se mezcla con un solvente hay sólo una cantidad específica que se puede disolver, a esto se le conoce como solubilidad.

• Si se le añade la cantidad específica necesaria para mezclar un soluto con un solvente se dice que la solución esta saturada, el soluto que esta en exceso no se disolverá sino que se mantendrá en su estado sólido precipitándose al fondo.

Soluciones

• Cuando una solución tiene bajas cantidades de soluto se dice que la solución esta diluída, si la solución tiene altas cantidades de soluto (cerca de su solubilidad, pero sin pasarse) se dice que esta concentrada.

• La cantidad de soluto que se puede disolver en un solvente es expresado en términos de concentración. Las concentraciones de soluciones pueden ser expresadas de varias formas.

Concentraciones

• La molaridad analítica de una solución es el número total de moles de un soluto, sin importar su estado químico, en un litro de solución. La molaridad analítica describe como puede prepararse una solución de una molaridad dada.

• La molaridad de equilibrio o molaridad de una especie es la concentración molar de equilibrio de una especie particular en una solución.

• Concentración molar o molaridad (M)

M = moles del soluto (mol)

Litros de solución (L)

• Molalidad (m)

m = moles del soluto (mol)

kg del solvente (kg)

• Normalidad (N)

N = peso equivalente (eq)

Litros de solución (L)

Ejercicio (Molaridad)

• Calcular la concentración molar de etanol de una solución acuosa que contiene 2.30g de C2H5OH (46.07 g/mol) en 3.50L de solución.

Ejercicio (Concentración Molar en Equilibrio)

• Calcular la concentración analítica y molar de equilibrio de las especies del soluto en una solución acuosa que contiene 285mg de ácido tricloroacéticoCl3CCOOH (163.4 g/mol) en 10.0mL. El ácido tricloroacético esta ionizado en agua en un 73%.

HA H+ + A-

27% HA

73% H+ y A-

Ejercicio (Molalidad)

•Determine la molalidad de una solución que se preparó mezclando 35g de NaOH con 750mL de agua (densidad del agua es 1.00g/mL).

Normalidad

• En ácidos es la cantidad de moles de H+ proporcionados por un mol de ácido cuando se disuelve en agua.

HClCl- + H+ 1 eq.

H2SO4 SO42- + 2H+ 2 eq.

H3PO4 PO43- + 3H+ 3 eq.

Ejercicios (Normalidad)

• Calcule la normalidad de un solución de H2SO4 1.4M.

• Calcule la molaridad de una solución H3PO4 3.0N.

Normalidad (Bases)

• En bases es la cantidad de moles de OH- proporcionados por un mol de base cuando se disuelve en agua.

• NaOHNa+ + OH- 1 eq.

• Ca(OH)2Ca2+ + 2OH- 2eq.

• Al(OH)3Al3+ + 3OH- 3eq.

Normalidad (Sales)

• Equivalente de una sal es la cantidad de moles de cargas positivas proporcionados por un mol de sal al disolverse en agua.

NaClNa+ + Cl- 1eq.

BaCl2 Ba2+ + 2Cl- 2eq.

Al2(CO3)3 2Al3+ + 3CO32- 6eq.

Ejercicios (Normalidad)

• ¿Cuál es la normalidad de 250mL de solución que se preparó disolviendo 16g de K2Cr2O7 (dicromato de potasio) en agua?

• Describa la preparación de 5.00L de 0.100N carbonato de sodio (105.99 g/mol) comenzando del sólido primario asumiendo que la solución se utilizará para titulaciones en donde la reacción es:

Na2CO3 2Na+ + CO32-

CO32- + 2H+H2O + CO2

Ejercicios (Compuestos Hidratados)

• Describir la preparación de 2.00L de 0.108M BaCl2 a partir de BaCl2 (208g/mol)

• Describir la preparación de 2.00L de 0.108M BaCl2 a partir de BaCl2 2H2O

(244 g/mol)

Ejercicio

•Describir la preparación de 500mL de una solución 0.0740M de Cl- a partir de dicloruro de bario dihidratadosólido (244 g/mol).

Concentraciones (Porciento)

• Existe otra manera de expresar concentraciones en términos de porciento. Hay tres métodos de expresar estas concentraciones.

Porciento peso/peso (w/w) = peso del soluto (g)

peso de la solución(g)x 100%

La fórmula de porciento peso/peso es frecuentemente utilizada para expresar concentraciones de agentes acuosos comercialmente donde un soluto sólido se ha diluído en un solvente líquido expresado en peso no en volumen. Por ejemplo, el ácido nítrico se vende como una solución al 70% (w/w), la cual significa que el reactivo contiene 70g de HNO3 por cada 100g de solución total.

Concentraciones (Porciento)• Existe otra manera de expresar concentraciones en términos de porciento. Hay

tres métodos de expresar estas concentraciones.

Porciento volumen/volumen (v/v) = volumen del soluto(mL)

volumen de solución (mL)x 100%

La fórmula de porciento volumen/volumen es comúnmente utilizada para especificar la concentración de una solución preparada mediante la dilución de un soluto líquido con un solvente líquido. Por ejemplo, metanol que se vende comercialmente al 80% (v/v) describe una solución preparada con 80mL de metanol puro en suficiente agua para completar los 100mL de solución total.

Concentraciones (Porciento)

• Existe otra manera de expresar concentraciones en términos de porciento. Hay tres métodos de expresar estas concentraciones.

Porciento peso/volumen (w/v) = peso del soluto (g)

volumen de solución (mL)x 100%

La fórmula de porciento peso/volumen es usualmente utilizado para indicar la composición de soluciones acuosas diluídas de reactivos sólidos. Por ejemplo, 5% (w/v) de nitrato de plata acuoso se refiere a una solución que se preparó disolviendo 5g de nitrato de plata en suficiente agua para dar una solución de 100mL.

Otras unidades de concentraciones

• Si las soluciones se encuentra muy diluídas , una forma bien conveniente de expresar las concentraciones es utilizando partes por millón (ppm = 106) o partes por billón (ppb = 109).

• ppm = mg/L

• ppb = g/L

Ejercicio

• Determine la molaridad de iones K+ en una solución que contiene 63.3ppm de K3Fe(CN)6 (329.2 g/mol).

Relaciones de volumen de solución y diluyente

•Una solución de 1:4 HCl contiene cuatro volúmenes de agua por cada volumen de HCl concentrado.

•Describa la preparación de 250mL 1:4 H2SO4:H2O.

Densidad

• La densidad (D) es la masa de una sustancia (g) por unidad de volumen (mL).

• La densidad es la masa de una sustancia por unidad de volumen. La masa es una medida invariable de la cantidad de materia.

• 𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 (𝐷) = 𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑔)

𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 (𝑚𝐿 𝑜𝑐𝑚3)

• 1mL = 1cm3 = 1cc

Función de p

• La función de p más conocida es el pH, en donde pH = -log [H3O+]

pX = -log [X]

• Calcular el valor p para cada ión en una solución que es 2.00x10-3 M en NaCl y 5.4x10-4 M en HCl.

• Calcular la concentración molar de Ag+ en una solución que tiene un pAg de 6.372.

Peso específico

• El peso es la fuerza de atracción gravitacional entre la cantidad de materia y la tierra.

• El peso específico es la proporción entre la masa de una sustancia y la masa de un volumen igual de agua.

Table 4-3 p74

Ejercicio (Peso específico)

• Calcular la concentración molar de HNO3 (63.0 g/mol) en una solución que tiene un peso específico de 1.42 y contiene 70% (p/p) de HNO3.

Diluciones

• Cuando una concentración necesita ser diluída de una concentración a otra, la siguiente ecuación es utilizada para encontrar la nueva concentración una vez diluída o el volumen requerido de la solución original para alcanzar la concentración que se desea.

M1V1 = M2V2

• En donde M1 es la molaridad inicial, M2 es la molaridad final, V1 es el volumen inicial y V2 es el volumen final.

Ejercicio (Diluciones)

• Describir la preparación de 100mL de 6.0M a partir de una solución concentrada de HCl (36.5 g/mol) al 37% (p/p) y que tiene un peso específico de 1.18.

Estequiometría• La estequiometria de una reacción es la relación entre el número de moles de reactivos y de

productos tal como la indica la ecuación química balanceada. Una ecuación química balanceada es una combinación de proporciones entre los reactivos de una reacción y sus productos.

• El siguiente diagrama demuestra como los moles de los reactivos y los productos están relacionados en una reacción. La ecuación debe estar balanceada. Para poder determinar cuánto de producto se formará se debe utilizar el reactivo limitante.

2NaI(ac) + Pb(NO3)2 PbI2(s) + 2NaNO3(ac)

Fórmula empírica

• La fórmula empírica da la proporción de átomos con el número entero más simple en un compuesto químico. La fórmula molecular especifica el número de átomos que hay en una molécula.

Gliceraldehido –C3H6O3 = CH2O

Acido Acetico –C2H4O2 = CH2O

Glucosa –C6H12O6 = CH2O

• El estado físico de una sustancia que aparece en las ecuaciones, a menudo se indica con las letras (g), (l), (s) ó (ac), las cuales se refieren a los estados gaseosos, líquidos, sólidos y acuosos, respectivamente.

Ejercicio (Estequiometría)

• ¿Qué masa de AgNO3 (169.9g/mol) se necesita para transformar 23.3g de Na2CO3 (106.0g/mol) en Ag2CO3? ¿Cuánta masa de Ag2CO3 (275.7 g/mol) se formará?

Na2CO3 + 2AgNO3Ag2CO3(s) + 2NaNO3

Ejercicio (Reactivo limitante)

• ¿Qué masa de) Ag2CO3 (275.7 g/mol) se formar al reaccionar 12.5g de Na2CO3 (106.0g/mol) con 8.8g de AgNO3?

Na2CO3 + 2AgNO3Ag2CO3(s) + 2NaNO3

• ¿Cuánta masa (g) sobra del reactivo en exceso?

Ejercicio (Reactivo limitante)

• ¿Qué masa de Ag2CO3 (275.7g/mol) se formará cuando se mezclan 25.0mL de 0.200M AgNO3 (169.9g/mol) con 50.0mL de 0.0800M de Na2CO3 (106.0g/mol)?