Estequiometría, volumetría y pH

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EAPESCUELA AGRÍCOLA PANAMERICANA

CURRÍCULO GENERAL

CURSO DE QUÍMICA Guía QQ 01

Elaborado por: Carlos Iván Roque1

Guía para estudio

1. Cálculos estequiométricos

1.1. Recomendaciones generales

1.1.1. Recuerde que para resolver ejercicios estequiométricos eficazmente debe:

Identificar la reacción o reacciones del proceso

Balancear adecuadamente la ecuación para conocer las relaciones

estequiométricas

1.1.2. Si los reactantes se encuentran en solución y se expresan en unidades de

concentración es conveniente utilizar la ecuación:

Vi ·Ci = unidad de masa o volumen del solutoDonde Vi es el volumen de la solución y C i es la concentración propiamente

Si tenemos que:

Entonces

Para molaridad (M): V x M = mol Para concentraciones en % p/p, %p/v y %v/v

P x C(%p/p) = gramos de compuesto P x C(%p/v) = gramos de compuesto V x C(%v/v) = volumen de compuesto

Molalidad (m): P X m = mol de compuesto Formalidad (F): V x F = peso formula gramo de compuesto Normalidad (N): V x N = eq-g de compuesto

Por ejemplo

En 25 ml de una solución de HBr 0,5 M hay 12,5 mmol de HBrEn 15 ml de una solución de HBr 0,2 N hay 3,0 meq-g de HBr

*Note que al multiplicar ml x N el resultado se expresa en miliunidades

1.2. Molaridad y Normalidad

De las unidades de concentración ilustradas anteriormente, las más utilizadas en cálculosestequiométricos son la molaridad y la normalidad.

1.2.1. MolaridadLa molaridad representa la cantidad de mol de un compuesto por unidad de volumen,siendo entonces una expresión de cantidad de materia y puede ser expresada encualquiera de estas relaciones mutuamente equivalentes

Concentración = Unidad de medición

Volumen ó masa de solución

Ecuación 1




CURRÍCULO GENERAL



M =mol

=mmol

=mol

=1000 mmol

litro mililitro 1000 mililitros litro

La molaridad se relaciona con las concentraciones expresadas en unidades de masamediante el peso molecular. Por ejemplo una solución de NaOH 10 % p/v equivale a unaconcentración 2,5 M verificándose la siguiente operación

10 g NaOH X

1 mol NaOH X

1000 ml solución = 2,5 M

100 ml solución 40 g NaOH 1 litro solución

C%p/v PM 1000

Entonces de manera general se puede inferir que:

C%p/v X 1000 = M

PM

Ecuación 2

Para concentraciones expresadas en %p/p y %v/v se requiere de forma adicional la densidad de la

solución o la del soluto respectivamente . Por ejemplo una solución de KCl 10 % p/p equivale auna concentración 1,42 M; y una solución de etanol H2O2 3 %v/v equivale a unaconcentración 1,23 M verificándose la s iguiente operación

10 g KCl X

1000 mmol KCl X

1,06 g solución = 1,42 M

100 g solución 74,55 g KCl 1 ml solución C%p/p PM*1000 dsolución

3 ml H2O2 X

1,4 g H2O2 X

1000 mmol H2O2 = 1,23M

100 ml solución 1 ml H2O2 34,01g H2O2

C%v/v dsoluto PM*1000


C%p/p X dsolución X 1000 = M

PM

Ecuación 3

C%v/v X dsoluto X 1000 = MPM

Ecuación 4

1.2.2. Estequiometria y concentraciones molaresPara resolver cálculos estequiométricos con concentraciones molares, se parte de la

reacción balanceada y relacionan las cantidades molares de las especies de interés. Porejemplo en la siguiente reacción se sabe que 2 mol de HClO3 consumirán 1 mol de Mg(OH)2 yha de producir 1 mol de Mg(ClO3)2

2HClO3 + Mg(OH)2 Mg(ClO3)2 + 2H2O

Relación estequiométrica 2 mol 1 mol 1 mol 2 mol

Si se tienen 25 ml de una solución de Mg(OH)2 0,08 M, ¿cuántos mililitros de una solución de




CURRÍCULO GENERAL



HClO3 0,2 M serán necesarios para consumir todo el Mg(OH)2 ?

Para encontrar una solución, se puede iniciar calculando los mmol Mg(OH)2 totalespresentes en la solución


Relación estequiométrica 2 mol 1 mol 1 mol 2 mol

V1 x M1 V2 x M2

V1 (0,2 M) (25 ml)x(0,08 M)

mmol 0,2 V1 2 mmol

Se sabe que en los 25 ml de solución de Mg(OH)2 contienen 2 mmol, entonces por factorunitario se puede encontrar el volumen de HClO3

2 mmol Mg(OH)2 x

2 mmol HClO3

x

1 ml sln

= 20 ml sln HClO3 1 mmol Mg(OH)2 0,2 mmol HClO3

Otra manera de resolver este problema es considerando el punto de equivalencia, cuandose adiciona la cantidad de reactivo A justamente necesaria para consumir la cantidad de B,y existe entonces una relación estequiométrica que puede definirse con una ecuación, así para MOLARIDADES es cierto que:

e2(V1 x M1)= e1(V2 x M2)

Ecuación 5

Donde e es el coeficiente estequiométrico de cada especie en la ecuación química. Así,conociendo la ecuación balanceada, la solución se encuentra despejando la ecuación

2HClO3 Mg(OH)2 1(V1 x 0,2) = 2(25 ml x 0,08 M)

(0,2 mmol/ml) V1 4 mmol

V1 4 mmol/(0,2 mmol/ml)V1 20 ml

1.2.3. NormalidadLa normalidad representa la cantidad de equivalentes gramos de un compuesto porunidad de volumen y puede ser expresada en cualquiera de estas relaciones mutuamenteequivalentes

M =

Eq-g

=

meq-g

=

Eq-g

=

1000 meq-g

litro milili tro 1000 mililitros litro

Un equivalente gramo (eq-g) representa la cantidad molar de unidades reactivas dentro de unareacción química. Para las cuatro reacciones básicas de la química inorgánica equivalente gramo se

define de una forma particular, la Tabla 1 describe cada definición e ilustra con algunas reaccionesquímicas ejemplares.




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1.2.4. Estequiometria y concentraciones normalesEn el punto de equivalencia o punto estequiométrico, se verifica que la cantidad de equivalentesgramos entre los reactantes se equiparan. Replicando el ejemplo anterior expresado en

concentraciones normales, si se tienen 25 ml de una solución de Mg(OH)2 0,16 N, ¿cuántosmililitros de una solución de HClO3 0,2 N serán necesarios para consumir todo el Mg(OH)2 ?

Siempre es necesario conocer la ecuación estequiométricamente balanceada


Relación estequiométric a 2 mol 1 mol 1 mol 2 mol

V1 x N1 V2 x N2

V1 (0,2 N) (25 ml)x(0,16 N)

meq-g 0,2 V1 1 meq-g

4 meq-g Mg(OH)2 x 1 meq-g HClO3 x 1 ml sln = 20 ml sln HClO3 1 meq-g Mg(OH)2 0,2 meq-g HClO3

Obsérvese que la concentración normal de Mg(OH)2 no es igual a su concentración molar, debidoa que 1 mol de este compuesto tiene 2 equivalentes gramos en la reacción planteada

M:0,08 mmol Mg(OH)2

x 2 meq-g

= 0,16 N 1 ml solución 1 mmol Mg(OH)2

M Eq-g


M X Eq-g = N

Ecuación 6

Utilizando el punto de equivalencia, la relación estequiométrica puede definirse con lasiguiente ecuación:

V1 x N1 = V2 x N2

Ecuación 7

Así, conociendo la ecuación balanceada, la solución se encuentra despejando la ecuación

2HClO3 Mg(OH)2 V1 x 0,2N = 25 ml x 0,16 N

(0,2 meq-g/ml) V1 mmolV1 4 meq-g/(0,2 meq-g/ml)V

120 ml

En el caso de las normalidades, una multiplicación cruzada de coeficientes estequiométricos no esnecesaria porque las cantidades molares ya están implícitas en los equivalentes gramos.




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Elaborado por: Carlos Iván Roque

Tabla 1. Definición de equivalente gramos según el tipo de reacción químicaReacción Definición de equivalentes gramos Ejemplo

Ácido-base

Moles de protones transferidos por un mol decompuesto en la reacción

Eq-g =mol H+

=mmol H+

mol compuesto mmol compuesto

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

El ácido sulfúrico tiene 2 eq-g debido a que 1 mol de compuestotrasladó 2 mol de H+

El hidróxido de sodio tiene 1 eq-g en esta reacción debido a querecibió 1 mol de H+ por mol de compuesto

H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O

El ácido sulfúrico tiene 1 eq-g debido a que sólo trasladó 1 mol de H+ El hidróxido de sodio tiene 1 eq-g debido a que sólo recibió 1 mol deH+

Óxido reducciónMoles de electrones transferidos por mol decompuesto en la reacción

Eq-g =mol e-

=mmol e-


H2SO4 + Ce2(SO4)3 + FeCl3 → Ce(SO4)2 + FeCl2 + HCl

Las reacciones de oxidación y reducción se denotan por las semi-ecuaciones

2Ce3+→ 2Ce4+ + 2e-

1e- + Fe3+ → Fe2+

El sulfato cerioso Ce2(SO4)3 tiene 2 eq-g debido a que por cada mol decompuesto libera 2 mol de electrones

El cloruro férrico tiene 1 eq-g debido a que cada mol de compuestorecibe 1 mol de electronesLa e cuación balanceada es:

H2SO4 + Ce2(SO4)3 + 2FeCl3 → 2Ce(SO4)2 + 2FeCl2 + 2HCl




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Elaborado por: Carlos Iván Roque

Reacción Definición de equivalentes gramos Ejemplo

Precipitación

Moles de iones de compuesto para formar un molde producto poco soluble

Eq-g =mol iones

=mmol iones


2HCl + 2HgNO3 2HNO3 + Hg2Cl2

Las reacciones de precipitación se denotan indicando sólo loscationes y aniones que forman el precipitado

2Cl- + 2Hg+ Hg2Cl2

El nitrato mercurioso tiene 2 eq-g debido a que 2 mol forma 1 mol deHg2Cl2 El ácido clorhídrico tiene 2 eq-g debido a que 2 mol forma 1 mol deHg2Cl2

Na3PO4 + 3AgNO3 3NaNO3 + Ag3PO4

PO43- + 3Ag+ Ag3PO4

El AgNO3 tiene 3 eq-g debido a que 3 mol forman 1 mol de Ag3PO4 en tanto que el Na3PO4 tiene 1 eq-g ya que sólo 1 mol es necesariopara formar 1 mol de Ag3PO4

Formación de

complejos

Moles de metales (M) o ligandos (L) de compuestopara formar un mol de complejo

Eq-g = mol M ó L = mmol M ó Lmol compuesto mmol compuesto

Cu(NO3)2 + 4NH3 Cu(NH3)42++ 2NO3

-

El nitrato de cobre tiene 1 eq-g debido a que 1 mol forma 1 mol deCu(NH3)4

2+

El amoníaco tiene 4 eq-g debido a que 4 mol forma 1 mol deCu(NH3)4

2+




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1.2.5. Estequiometria multicomponentesCuando en un sistema se mezclan varias bases y ácidos, todos estos reaccionan de forma aditiva eindependiente, por ejemplo si tenemos una mezcla KOH, NaOH y HCl, el ácido reaccionará con

ambas bases, requiriendo una cantidad independiente para cada una.

2HCl + KOH + NaOH KCl + NaCl + 2H2O

Relación estequiométrica 2 mol 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol 2 mol

2 x 1meg-g 1 meq-g 1 meq-g

Si tenemos una mezcla de 10 ml de KOH 0,15 N + 15 ml de NaOH 0,2 N ¿qué volumen de soluciónde HCl 0,3 N se requerirán para consumir todas las bases?

2HCl + KOH + NaOH KCl + NaCl + 2H2O

Relaciónestequiométrica

2 mol 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol 2 mol

V1 x N1 V1 x N1 V1 x N1

V1 x (0,2N) (10 ml) x (0,15N) (15 ml) x (0,2N)

0,2V1 1,5 meq-g 3 meq-g

En este caso, aplicar factor unitario podría resultar una operación en varias etapas, calculandoprimero los moles o los equivalentes gramo de ácido clorhídrico consumido por cada base. Pero dela Ecuación 7 podemos derivar la expresión

Vácido1 x Nácido1 + Vácido2 x Nácido2 … + Vácido(i=k) x Nácido(i=k) = Vbase1 x Nbase1 + Vbase2 x Nbase2 … + Vbase(i=k) x Nbase(i=k) Ecuación 8

Donde todos los ácidos se suman entre sí en un extremo y las bases en otro. Así la respuesta alproblema se puede encontrar mediante el despeje de la siguiente expresión

VHCl x NHCl = VKOH x NKOH + VNaOH x NNaOH

VHCl x 0,12 = (10 ml) x (0,15 N) + (15 ml) x (0,2 N)

(0,2 N)VHCl = 1,5 meq-g + 3 meq-g = 4,5 meq-g

VHCl = 22,5 ml

Si a un 25 ml de una solución de ácido acético de concentración desconocida se le agrega50 ml de NaOH 0,1 N, al adicionar 35 ml de HCl 0,09 N la mezcla queda neutralizada. ¿cuáles la concentración normal del ácido acético?

Al indicar que la solución se ha “neutralizado” quiere decir que tanto los ácidos como las

bases se han consumido completamente, en este punto de equivalencia se aplica laEcuación 8 con la cual la expresión sería:




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VHCl x NHCl + VAcOH x NAcOH = VNaOH x NNaOH

Entonces

VHCl x NHCl = VNaOH x NNaOH - VAcOH x NAcOH

35 x 0,09 = 50 x 0,1 – 25 x NAcOH

3,15 = 5 – 25xNAcOH

-(3,15 – 5)/25 = NAcOH

0,074 = NAcOH

El resultado puede verificarse sustituyendo el valor en la primera expresión.

El mismo principio puede aplicarse al resto de las reacciones inorgánicas fundamentales,donde se verifique el efecto aditivo e independiente

Voxidante1 x Noxidante1 + Voxidante2 x Noxidante2 … + Voxidante(i=k) x Noxidante(i=k) = Vreductor1 x Nreductor1 + Vreductor2 xNreducto2 … + Vreductor(i=k) x Nreductor(i=k)

Ecuación 9

Vmetal1 x Nmetal1 + Vmetal2 x Nmetal2 … + Vmetal(i=k) x Nmetal(i=k) = Vligando1 x Nligando1 + Vligando2 x Nligando2 … + Vligando(i=k) x Nligando (i=k)

Ecuación 10

Vcatión1 x Ncatión1 + Vcatión2 x Nc atión2 … + Vcatión(i=k) x Ncatión(i=k) = Vanión1 x Nanión1 + Vanión2 x Nanión2 … + Vanión(i =k) xNanión(i=k)

Ecuación 11

1.3. Ejercicios1.3.1. Se prepara una disolución añadiendo 12 g de ácido nítrico a 174 g de agua.

Determinar el porcentaje en peso del soluto.

Solución: 6,45%

1.3.2. En un recipiente hemos puesto 135 g de hidrógeno que reacciona con una

cantidad suficiente de nitrógeno según la ecuación: H2+ N

2→ NH

3(sin

ajustar/balancear). Determinar la masa de amoniaco que se formará.

Solución: 765 g.

1.3.3. En una vasija tenemos 17 g de amoniaco de una pureza en peso del 57% quereacciona con ácido sulfúrico como se indica en la siguiente ecuación: H

2SO

4+ NH

3→

(NH4)

2SO

4(sin ajustar/balancear). El ácido sulfúrico se encuentra como disolución de




CURRÍCULO GENERAL



concentración 0,3 mol/L. Hallar: a) Volumen necesario de la disolución de ácido

sulfúrico. b) Masa de sulfato amónico que se produce.

Solución: a) 950 mL; b) 37,62 g.

1.3.4. Debemos producir 97,2 g de agua. Para ello hacemos reaccionar dióxido de

carbono con una cantidad suficiente de hidrógeno según la ecuación: CO2

+ H2

→ CO

+ H2O

Calcular: a) Los moles necesarios de dióxido de carbono. b) Los moles de monóxido de

carbono que se forman.

Solución: a) 5,4 mol; b) 5,4 mol.

1.3.5. Dentro de un recipiente hemos puesto 7,8 mol de ácido clorhídrico que reacciona

con una cantidad suficiente de aluminio según la ecuación: HCl + Al → AlCl3

+ H2

(sin

ajustar/balancear). Determinar la masa de cloruro de aluminio que se forma.

Solución: 347,1 g.

1.3.6. En una unidad de reacción tenemos 8,6 mol de amoniaco que reacciona con ácidoclorhídrico como se indica en la siguiente ecuación: HCl + NH

3→ NH

4Cl

El ácido clorhídrico se encuentra como disolución de concentración 3,8 mol/L.

Hallar: a) Volumen necesario de la disolución de ácido clorhídrico para consumir

todo el amoníaco b) Masa de cloruro amónico que se obtiene.

Solución: a) 2263 mL; b) 460,1 g.

2. Equilibrios ácido-base: valoraciones

2.1. Principios generales2.1.1. Una valoración es una técnica analítica basada en una reacción química (reacción

de valoración), mediante la cual se determina la cantidad de una sustancia (analito)presente en una muestra, por adición de una cantidad conocida de otra sustancia(valorante), en presencia de un sistema que permita identificar (indicador) en quémomento se ha consumido la totalidad del analito por adición de la cantidadestequiométrica de valorante (punto final). Una vez conocida la cantidad devalorante que ha reaccionado cuantitativamente con el analito, la cantidad de esteen la muestra se determina fácilmente en base a la relación estequiométricaimplicada en la reacción de valoración.




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2.1.2. En la mayoría de los casos, la cantidad de analito se determina a partir de lamedida correcta de volumen de valorante gastado y en este caso la valoración recibeel nombre de volumetría. No todas las valoraciones son necesariamentevolumétricas, cuando en lugar del volumen se mide la masa del valorante o delproducto el proceso se conoce como gravimetría por ejemplo.

2.1.3. La reacción de valoración puede ser cualquiera de las cuatro reaccionesinorgánicas fundamentales entre otras. Las valoraciones volumétricas más comunesse basan en las reacciones fundamentales.

2.1.4. Una valoración debe cumplir algunos requisitos:

a) la estequiometria de la reacción debe estar bien definidab) la reacción debe ser rápida

c) debe tener una constante de equilibrio elevada para garantizar que la reacción seacompletad) se debe contar con un indicador de que la reacción se ha completado (punto deequivalencia)e) debe tener la mayor selectividad posible

2.1.5. Las valoraciones pueden ser:

a) Directas: cuando el analito se cuantifica directamente por medición de lacantidad de valorante necesaria para consumirlo en su totalidad

Fórmula general: VA*CA = VB*CB

b) Por retroceso o retrovaloración: cuando se adiciona un exceso de un reactivoque consume todo el analito y el valorante mide el “sobrante” de ese exceso

Fórmula general: Vreactivo exceso *Creactivo exceso - VA*CA = VB*CB

c) Indirectas: cuando el analito es transformado en otro compuesto y este productoes el valoradoFórmula general: VX*CX = VB*CB Donde X es un producto de A en una reacción A + R → X

Los dos últimos tipos de valoración son seleccionados cuando uno o más de losrequisitos descritos en 2.1.4 por ejemplo, algunas sustancias tienen constantes de

equilibrio muy bajas como un ácido débil y se puede preferir hacerle reaccionar con unexceso de otra con una alta constante, como el hidróxido de sodio que es una basefuerte.

2.1.6. Cuando se determina la cantidad de volumen de un valorante equivalente adeterminada cantidad de masa o volumen de analito, el proceso se conoce comotitulación




CURRÍCULO GENERAL



2.1.7. Los cálculos volumétricos se basan en las ecuaciones descritas en la secciones1.2.2, 1.2.4 y 1.2.5

2.2. Ejercicios2.2.1. ¿cuál es la normalidad de una solución de HCl cuando requiere de 24,5 ml paraconsumir el contenido de NaOH en 25 ml de una solución 0,0987 N?

Solución: 0,1007 N

Primero observe que el valorante se encuentra expresado en unidad de normalidad, así seaplica la Ecuación 7

V1 x N1 = V2 x N2

24,5 ml x N1 = 25 ml x 0,0987 NN1 = (25 ml x 0,0987 N)24,5 ml

N1 = 0,1007 N

2.2.2.

Se prepara una solución de HCl y se titula con Na2CO3. Al efectuar el ensayovolumétrico se encuentra que 0,1370 g de carbonato de sodio requieren 18,2 ml desolución de HCl a) ¿cuál es la normalidad del HCl? a) ¿cuántos mililitros de HClequivalen a 1 g de Na2CO3? (PM Na2CO3 84,0 g/mol)

Solución: a) 0,0896 N b) 132,8 ml HCl/g Na2CO3 a)

0,1370 g Na2CO3 x1 mol Na2CO3 x 1000 meq-g Na2CO3

= 1,63095 meq-g Na2CO3 84,0 g Na2CO3 1 mol Na2CO3

1,63095 meq-g Na2CO3 = VHCl·NHCl 1,63095 meq-g Na2CO3 = (18,2 ml)·NHCl

0,0896 N = NHCl

b) 18,2 ml solución HCl

=132,8 ml solución HCl

0,1370 g Na2CO3 1 g Na2CO3

2.2.3. ¿Cuál es la concentración de KOH de una solución que requiere 34,6 ml de H 2SO4

0,1089 N para neutralizar 30 ml?

Solución: 0,1255 N

2.2.4. ¿Cuál es el porcentaje de NaCl de una muestra de producto cárnico, cuando 5 gdebidamente preparados de la misma consumió en promedio 24,7 ml de unasolución de AgNO3 0,1014 N? ( PM NaCl 58,4 g/mol)

Ecuación química: NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

Solución: 2,92 %

meq-g valorante = meq-g analito 24,7 ml x 0,1014 N = meq-g NaCl

2,50458 meq-g = meq-g NaCl

2,50458 meq-g NaCl x 1 mol NaCl x 58,4 g NaCl = 0,14267 g NaCl




CURRÍCULO GENERAL



1000 meq-g NaCl 1 mol NaCl

0,14267 g NaClX 100 = 2,92 %

5 g muestra

2.2.5. Las valoraciones se efectúan generalmente por réplicas, al menos por triplicado. ¿Cuál es la concentración expresada en %p/v de una solución de ácido acético en unvinagre, que fue valorada potenciométricamente por triplicado, adicionando a cadaalícuota de 5 ml un exceso de 50 ml de NaOH 0,1029 N y se hizo reaccionar con unasolución de HCl 0,0968 N? se registraron los volúmenes estimados para el puntoestequiométrico obteniendo los siguientes datos:

ml muestra ml NaOH 0,1029 N ml HCl 0,0968 N

5 50 18,6

5 50 18,7

5 50 18,7

PM CH3COOH = 60,0 g/mol; densidad = 1,049 g/cm3

Solución: 4,01%

Reacciones:

CH3COOH + NaOH exceso CH3COONa + NaOH sobrante + H2O

HCl + NaOH exceso NaCl + H2O

Vreactivo exceso *Creactivo exc eso - VA*CA = VB*CB

Vreactivo exceso promedio = 50 mlCreactivo exceso promedio = 0,1029 NVA promedio = 5 ml

CA = desconocidoVB promedio = (18,6 ml + 18,7 ml + 18,7 ml)/3 = 18,67 mlCB promedio = 0,0968 N

Entonces:

Vreactivo exceso *Creactivo exc eso + VA*CA = VB*CB

(50 ml)*(0,1029 N) – (5 ml) *CA = (18,67 ml)*(0,0968 N)5,145 meq-g – (5 ml) *CA = 1,8069 meq-gCA = (1,8069 meq-g – 5,145 meq-g)/{ – (5 ml)]}CA = 0,6676 N

0,6676 meq-g CH3COOH

x

1 mol CH3COOH

=

60,0 g CH3COOH

X 100 = 4,01%1 ml muestra 1000 meq-g CH3COOH 1 mol CH3COOH

2.2.6. Un parámetro de calidad del agua se define por la cantidad de sales minerales queposee. Los carbonatos de calcio y magnesio son especialmente importantes porqueindican el grado de dureza del agua. La dureza del agua se define en término deconcentración de CaCO3 y se puede estimar mediante la expresión

mg/L de CaCO3 = 2,50 CCa2+ + 4,16 CMg2+




CURRÍCULO GENERAL



Donde CCa2+y CMg2+ son las concentraciones de calcio y magnesio expresadas en mg/L

Para una muestra de agua se efectúa una valoración con un formador de complejosconocido como EDTA y simbolizado por Y (¿qué significa este nombre?)

Las reacciones son: Na2H2Y + Ca2+ → H2Y(Ca) + 2Na+ Na2H2Y + Mg2+ → H2Y(Mg) + 2Na+

Una muestra de 150 ml por un procedimiento adecuado consume 2,6 ml de EDTA0,01 M para valorar el calcio y el magnesio y otra muestra por un procedimientoadecuado consume 1,6 ml para valorar sólo el magnesio

¿Cuál es la dureza de la muestra de agua, expresada en mg/l de CaCO3?

Solución: 17,46 mg/LCalcio y magnesi o Na2H2Y + Ca

2+ → H2Y(Ca) + 2Na

+

Na2H2Y Ca2+

e2 (V1 x M1) = e1 (V2 x M2)

1(2,6 ml x 0,01 M) = 1(150 ml x M (Ca + Mg)) 0,026 mmol (Ca + Mg)/ 150 ml = M(Ca + Mg)

Magnesio Na2H2Y + Mg2+

→ H2Y(Mg) + 2Na+

Na2H2Y Mg2+

e2 (V1 x M1) = e1 (V2 x M2)1(1,6 ml x 0,01 M) = 1(150 ml x MMg)

0,016 mmol Mg/ 150 ml = MMg

CalcioMCa = M(Ca + Mg) - MMg

MCa = 0,026 mmol (Ca + Mg)/ 150 ml - 0,016 mmol Mg/ 150 ml = 0,10 mmol Ca/150 ml

0,016 mmol Mgx

24,305 g Mg=

1000 mg Mgx1000 ml= 2,592533 mg Mg/L

150 ml 1000 mmol Mg 1 g Mg 1 L

0,010 mmol Cax

40,078 g Ca=

1000 mg Cax1000 ml= 2,6718667 mg Ca/L

150 ml 1000 mmol Ca 1 g Ca 1 L

mg/L de CaCO3 = 2,50 CCa2+ + 4,16 CMg2+

mg/L de CaCO3 = 2,50 (2,6718667) + 4,16 (2,592533) = 17,46 mg/L




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2.2.7. Se valora una solución comercial de peróxido de hidrógeno con permanganato depotasio 0,1021 N. Una muestra de 10 ml de agua oxigenada se diluye a 100 ml y deeste último volumen se transfieren tres alícuota de 25 ml a matraces Erlenmeyer y seadiciona una cantidad apropiada de ácido sulfúrico a cada uno. Estas alícuotas sevaloran con la solución de permanganato. La reacción que se verifica es:

2KMnO4 + H2O2 + 2H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + O2 + 3H2O

Los datos obtenidos son:

Alícuota V muestra diluida (ml) V KMnO4 (ml)1 25 25.1

2 25 25.33 25 25.2

Promedio¿Cuál es el % de peróxido de hidrógeno en el producto?

Las ecuaciones parciales para el reductor y el oxidante son:

5e- + 8H+ + MnO4- → + Mn2+ + 4H2O

H2O2 → O2 + 2H+ + 2e-

Solución: 8,8%

3. Equilibrios ácido-base: pH y soluciones amortiguadoras

3.1. Soluciones reguladoras de pH o amortiguadorasLas soluciones reguladoras pueden mantener el pH de un sistema aunque se agreguencantidades moderadas de ácidos o bases al mismo.

Las soluciones amortiguadoras pueden ser preparadas por:

a) Mezcla directa del un ácido o base débil y su conjugado en cantidades apropiadasb) Adición de un ácido o base fuerte a una base o ácido débil, respectivamente, para

generar el conjugadoin situ

c) Preparación de una solución con un anfolito (por ejemplo NaHCO 3)

Para los cálculos de preparación de soluciones amortiguadoras se inicia comúnmente con laecuación de Henderson-Hasselbalch (HH)

pH = pKa + log [base conjugada]

[ácido]




CURRÍCULO GENERAL



Una vez que se define el pH deseado y el ácido utilizado, se desepeja la ecuación paraencontrar una relación molar de base conjugada/ácido.

Se debe definir la concentración total de la solución amortiguadora, es decir la suma de laconcentración del ácido y la base conjugada.

3.2. Ejercicios

3.2.1. Se desea preparar 1000 ml de una solución reguladora de pH con ácido acético(pKa 4,75) y acetato de sodio, con una concentración total de 0,1 M ¿cuántosmililitros de una solución de ácido acético 0,15 M y cuántos gramos de acetato desodio se deben combinar para obtener esta solución?

Solución: 84,9 ml de ácido acético y 1,2387 g de acetato de sodio

Paso 1: Se parte de la ecuación HH para encontrar la relación molar

pH = pKa + log [base conjugada] [ácido]

4 = 4,75 + log [base conjugada]

[ácido]

-0,75 = log [base conjugada]

[ácido]

10-0,75 =

[base conjugada]

[ácido]

0,1778 = [base conjugada]

[ácido]

Paso 2: se calculan los moles de cada componenteLa relación encontrada significa que por cada 1 mol de ácido debe haber 0,1778 moles de baseconjugada. La molaridad total es de 1,1778 M (1 mol de ácido + 0,1778 moles de base conjugada),pero como lo que se desea es un total de 0,1 moles (1000 ml x 0,1 M) se usa la siguiente relación:

0,1 mol total x1 mol CH3COOH

= 0,0849 mol CH3COOH1,778 mol total

0,1 mol total x0,1778 mol CH3COONa

= 0,0151 mol CH3COONa1,778 mol total

Se verifica que 0,0849 mol + 0,0151 mol = 0,1 mol, usando estas cantidades en la ecuación HH

resulta el pH deseado.Paso 3: se calculan las cantidades de masa o volumen necesarios

0,0849 mol CH3COOH x1000 ml solución

= 84,9 ml CH3COOH0.15 mol CH3COOH

0,0151 mol CH3COONa x82,03 g CH3COONa

= 1,2387 g CH3COOH1 mol CH3COONa




CURRÍCULO GENERAL



3.2.2. Se desea preparar 1000 ml de una solución reguladora de pH con ácido acético(pKa 4,75) y acetato de sodio, con una concentración total de 0,1 M ¿cuántosmililitros de una solución de NaOH 0,2 M se deben adicionar a ácido acético 0,15 M?

Solución: se mezclan 666,7 ml de solución de ácido acético y 75,5 ml de solución de NaOH y sellevan a un volumen exacto de 1000 ml

Paso 1: Se parte de la ecuación HH para encontrar la relación molar

pH = pKa + log [base conjugada]

[ácido]

4 = 4,75 + log [base conjugada]

[ácido]

-0,75 = log [base conjugada]

[ácido]

10-0,75 =

[base conjugada]

[ácido]

0,1778 = [base conjugada]

[ácido]

Paso 2: se calculan los moles de cada componente

Se sabe que mol CH3COOH + mol CH3COONa = 0,1 mol total

Y la reacción para preparar el CH3COONa es

CH3COOH exceso + NaOH CH3COONa + CH3COOH sobrante + H2O

Tenemos 3 ecuaciones algebraicas:

1. moles de CH3COOH sobrante = mol CH3COOH exceso – mol NaOH2. moles de CH3COONa = mol NaOH 3. moles totales = mol CH3COOH exceso

La ecuación 3 se encuentra sabiendo que moles totales es igua la suma de los moles de CH3COOHy CH3COONa al sumar la ecuación 1 y la ecuación 2 resulta que los moles totales equivalente a losmoles de CH3COOH exceso

Para conocer los moles totales

1 L x 0,1 M = 0,1 mol totalmoles totales = mol CH3COOH exceso = 0,1 mol




CURRÍCULO GENERAL



Así podemos sustituir en la ecuación HH

pH = pKa + log mol NaOH

mol CH3COOH exceso – mol NaOH

4 = 4,75 + log mol NaOH


-0,75 = log mol NaOH


10-0,75 =

mol NaOH


0,1778 = mol NaOH


Se conoce mol CH3COOH exceso, 0,1 moles; en tanto que mol NaOH queda como incógnita.Si mol NaOH es simbolizado utilizando “X” y se escribe el valor conocido de mol CH3COOH exceso,la ecuación queda entonces como

0,1778 = X

0,1 – X Se despeja para X

0,1778 (0,1 – X) = X

0,01778 - 0,1778X = X

-X - 0,1778X = -0,01778

-1,1778X = -0,01778

X = 0,015097

mol NaOH = 0,015097

Este resultado puede verificarse sustituyendo el valor en mol NaOH

Paso 3: se calculan las cantidades de masa o volumen necesarios

0,1 mol CH3COOH exceso x1000 ml soluciónCH3COOH

= 666,7 ml solución CH3COOH0,15 mol CH3COOH

0,015097 mol NaOH x1000 ml solución NaOH

= 75,5 ml solución NaOH0,2 mol NaOH

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Estequiometría, volumetría y pH