Resúmen de química general

Estequiometria de las disoluciones II

Para estudiar la estequiometria de las disoluciones, analizaremos a continuación 3 técnicas analíticas cuyo fundamento se cimenta en los mecanismos de reacciones descritas anteriormente.

Análisis gravimétrico

La gravimetría consiste en determinar la cantidad de una sustancia midiendo su peso. Recordemos que en la reacciones de precipitación, dos compuestos reaccionan formando un precipitado, éste es sensible de ser pesado. Para ello se necesita separar el precipitado de la solución a través de la filtración y un posterior secado del sólido. Veremos un ejemplo a modo ilustrativo.

Consideremos la reacción entre el cloruro de magnesio y el nitrato de plata.

MgCl2​(ac) + 2AgNO3​​(ac) → 2AgCl(s) + Mg(NO3)2​(ac)

Sabemos que tanto el MgCl2 y el AgNO3 se encuentran en forma de iones en la solución, por lo que podemos escribir la ecuación iónica y la ecuación iónica neta. Es importante trabajar con las ecuaciones balanceadas. El precipitado formado será el AgCl

Mg+2 + 2Cl+ 2Ag+ +2 NO3 → 2AgCl(s) + Mg+2 + 2NO3

Cl+ Ag+ → AgCl(s)

Procedimiento

En un vaso de precipitados tenemos una solución de agua destilada y cloruro de magnesio, desconocemos la cantidad de éste (es nuestra incógnita). Agregamos nitrato de plata (agente precipitante). La reacción muestra la formación del precipitado de cloruro de plata de color blanco. El agente precipitante se agrega en exceso para asegurar que todo el Cl que se encuentra en solución precipite.

Se filtra la solución  empleando un papel de filtro y un embudo.  El sólido que queda retenido en el papel se lleva a una estufa para que se seque.

Para pesar la muestra es importante que la misma se encuentre a temperatura ambiente. A fin de poder realizar los cálulos , suponemos que la masa obtenida es de 3.6g

Cálculos y resultados

Analizando la ecuación iónica neta, se deduce que 1 mol de AgCl se obtienen a partir de 1 mol de Cl, y empleando los pesos moleculares se tiene que:

AgCl= 143.32g/mol

MgCl2 = 95.21 g/mol

Los 3.6g pesados de AgCl equivalen a:

143.32g AgCl _____1mol AgCl

3.6g AgCl______x=(3.6g *1mol)/ 143.32g= 0.025mol AgCl

Estos 0.025 mol de AgCl se formaron a partir de 0.025 mol de Ag+ y 0.025mol de Cl (la reacción es mol a mol según se observa en la ecuación iónica neta). Esto quiere decir que en la solución problema había 0.025 moles de Cl. Si analizamos la ecuación para la formación del MgCl2​​, podemos decir que 2 moles de Cl forman un mol de MgCl2 por lo que con 0.025 mol de Cl se obtienen  0.0125 mol de MgCl2 que equivale a 1.19g de MgCl2. Esta es la cantidad de analito que estaba presente en nuestra solución inicial.

 

Mg+2 + 2Cl → MgCl2

2moles Cl-___ 1mol MgCl2

0.025 mol Cl-____x=(0.025mol*1mol)/2=0.0125mol MgCl2

Valoración ácido-base

Se está hablando de una reacción de neutralización y como vimos, se forma agua y sal. Veremos algunos conceptos importantes.

  • Solución patrón: Es una solución de título perfectamente conocido y muy estables, esto es, no se descomponen ni reaccionan fácilmente (de este modo se las puede emplear en el laboratorio teniendo la certeza de que su concentración no variará), por lo general se eligen sólidos de alto peso molecular, de elevada pureza, que no absorban fácilmente humedad u otros compuestos del aire, estables a temperatura ambiente. Como patrón primario ácido se utiliza comúnmente el ftalato ácido de potasio (C8H5KO4) y como patrón  básico al Carbonato de Sodio (Na2CO3).
  • Punto de equivalencia: Es el punto donde todo el ácido ha reaccionado con la base. Se caracteriza por un cambio brusco en el pH y un cambio de color del indicador.
  • Indicador: sustancia que se emplea para detectar el punto de equivalencia. Se caracteriza por presentar un color a pH ácido y otro color en pH básico. En la tabla se encuentran algunos indicadores empleados y sus respectivos colores en medios ácidos y básicos.
IndicadorMedio ácidoMedio básico
Fenoftaleína
Incoloro
Rosa-fucsia

Naranja de metilo

Rojo
Amarillo
TornasolRojo
Azul

Procedimiento

Se quiere conocer la concentración de una solución de NaOH empleando como solucion valorante ftalato ácido de potasio de titulo 0.1M

En la bureta se coloca la solución valorante, en este caso el ftalato. En un erlermeyer colocamos un volumen medido con pipeta de doble aforo de la disolución de NAOH que queremos titular y agregamos unas gotas de  indicador, fenoftaleina, que por estar en un medio básico, observaremos que la solución es de color fucsia. Adicionamos lentamente l solución de ftalato agitando constantemente. Se agrega solución valorante hasta observar el viraje del indicador, la solución se torna incolora. Observamos en la bureta los ml gastados.

Podemos usar la fórmula que sigue si empleamos las concentraciones en unidades de Normalidad (N=equivalente/L disolución).

C1*V1=C2*V2

Donde C1: concentración de la solución titulante

V1:Volumen gastado de la solución titulante

C2: Concentracion de la solución a valorar, nuesta incognita

V2: Volumen empleado de la solución a valorar

En caso de utilizar otra unidad de concentración, es importante, para realizar los cálculos de manera correcta, saber si el ácido es poliprótico o si la base está formado por 2 o 3 grupos hidroxilos. Por ejemplo, para neutralizar un mol de H2SO4 se requieren 2 moles de Na(OH) ya que el ácido tiene 2 protones que se necesitan neutralizar. La modalidad de resolución que se explicará para valoraciones redox también puede ser empleada para las valoraciones ácido-base

Valoración Redox

En este tipo de valoración tenemos agentes oxidantes y agentes reductores. También se va a emplear un indicador que va a dejar en evidencia el punto de equivalencia que se da cuando el agente reductor es completamente oxidado por el agente oxidante.

Procedimiento

Se quiere determinar la concentración de una solución de FeSO4 empleando KMnO4 0.1M

El KMnO4 es la solución valorante, por lo que se adiciona desde la bureta. En el erlermeyer agregamos 10ml de FeSO4 y titulamos hasta el viraje que nos indica que se alcanzó el punto de equivalencia. Cabe observar que aquí el agente oxidante (KMnO4) es también el indicador. A fines de poder desarrollar los cálculos, diremos que se consumieron 5ml de KMnO4.

La ecuación iónica neta que representa esta reacción se detalla a continuación. La forma MnO4 es de color fucsia mientras que la forma reducida Mn+2 es de color rosa pálido.

 

5Fe+2 + MnO4 + 8H+  → Mn+2 + 5Fe+3 + 4H2O

La cantidad de moles gastados de KMnO4 se calculan a partir de la molaridad de la disolución (0.1M) y los ml gastados (15ml) entonces:

1000ml____0.1mol

5ml______x= (5ml*0.1mol)/1000ml= 0.0005mol

Analizando la ecuación podemos decir que 1 mol de MnO4- puede oxidar 5 moles de Fe+2 a Fe+3, entonces podemos calcular los moles de FeSO4 presentes en la disolución problema.

1mol MnO4-____5moles Fe+2

0.0005mol MnO4-_____x=(0.0005mol*5mol)/1mol= 0.0025 mol Fe+2

0.075 mol son los que están presentes en 10 ml de solución (esta es la cantidad que colocamos en el erlermeyer). Entonces para calcular la molaridad hacemos:

10ml_____0.0025mol Fe+2

1000ml____ x=(1000ml*0.0025)/10 ml= 0.25M

Finalmente, nuestra solución de FeSO4 es de 0.25M

 

Referencias

Chang, Raymond. Química 10º Edición. s.l. : McGrawHill, 2010.

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