clase 1. introducción a la quimica analitica

7/21/2019 Clase 1. Introducción a La Quimica Analitica

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SESIONº 01

INTRODUCCION A LA QUIMICA

ANALITICA

Dr Alfredo Cruz Monzón



Analito: Es la especie de interés en una muestra.

Matriz: Todo lo que acompaña al analito en una muestra.

QUÍMICA ANALÍTICA

Rama de la Química que establece los fundamentos, a la

vez que desarrolla métodos y técnicas para separar, aislar,

identificar y cuantificar los analitos presentes en una

muestra.Es decir:

Separación - Identificación - Determinación



Químico analítico

Es aquel que posee las siguientes características:

- Conoce los métodos e instrumentos empleados en los análisis.

- Comprende los principios del análisis, de forma tal que puede aplicar y modificar los

métodos analíticos para resolver un problema determinado.

- Es un investigador: estudia y/o desarrolla métodos de análisis totalmente nuevos.

- Tiene la capacidad de evaluar e interpretar los resultados de un análisis cuantitativo.

Y sobre todo:

“SABE COMO ENFRENTAR Y RESOLVER LOS PROBLEMAS DE ANÁLISIS”.

Algunos conceptos asociados al análisis químico:

- Muestra: Parte representativa de la materia objeto del análisis.

- Analito: Especie química que se analiza.

- Técnica: Medio de obtener información sobre el analito.

- Método: Conjunto de operaciones y técnicas aplicadas al análisis de una muestra.

- Análisis: Estudio de muestra para determinar sus composición o naturaleza química.



Importancia de la Química Analítica

a) En los Procesos Industriales

- Control de calidad y pureza de la materia prima.- La verificación y control en distintos puntos del proceso.- Control de sustancias indeseables que pueden afectar su inocuidad- Dando soporte a la tendencia del “análisis en línea”, que usa “sensores”.

b) En ámbito Medioambiental

- En el control de contaminantes presentes en agua, suelo y aire- En el tratamiento de agua residuales usando tecnologías no convencionales.- En la comprobación de la validez de utilización de tecnologías limpias.- En el manejo y control de los procesos anaerobios y aerobios de producción

de gases a partir de material biodegradable.- Evaluación y monitoreo de las emisiones gaseosas.

- Evaluación de riesgos ambientales ( peligrosidad de reactivos químicos).

c) En Investigación:- Aporta herramientas para seguir procesos de conversión y degradación.- Permite contrastar resultados entre diferentes disciplinas a través del

desarrollo de nuevos procedimiento analíticos.

- Desarrollando nuevos métodos y técnicas para el análisis de sustancias.



Química Analíticapermite obtener

información sobre laComposición de las

Sustancias

Control de Alimentos

Aguas naturales

Contaminación del agua

Control Industrial

Nuevos MaterialesContaminación de suelos

Medicina Contaminación del aire



Relación de la Química Analítica con otros campos de la ciencia



RECUERDE QUE:

No podemos conocer, modificar y/o mejorar algo que no podemos

medir, y la Química Analítica aporta herramientas para conocer

cuantitativamente a los analitos presentes en las muestras problema.



CLASIFICACIÓN DE LOS MÉTODOS ANALÍTICOS

A. Métodos Químicos: Se basan en interacciones materia-materia.Implica necesariamente una reacción química.

B. Métodos Instrumentales: Se basan en interacciones materia-energía, y sonproducto de la revolución tecnológica: electrónica.No es esencial la presencia de una reacción química.

C. Métodos Físicos: No hay reacción química y la operación de medida no cambia lacomposición química del sistema.

D. Métodos Fisicoquímicos: Simultáneamente con la medida de la propiedad física,se hace necesario emplear reacciones químicas.



METODOS QUMICOS O CLASICOS

- Los procedimientos son simples y precisos- Generalmente se basa en medidas absolutas- Casi no se necesita una preparación especializada

- Carece de especificad y procedimientos tardan mucho- La exactitud disminuye cuando muestra es menor- No se pueden aplicar en muchos casos- El ambiente químico es critico

METODOS INSTRUMENTALES- La determinación es rápida- Puede usarse muestras pequeñas y complejas- Se obtiene alta sensibilidad y medidas confiables- Necesitan un calibrador inicial y constante

- La sensibilidad y exactitud dependen de instrumentos dereferencia y/o métodos químicos usados para el calibrado- La exactitud final es aproximadamente ± 5%- Costo inicial y mantenimiento de equipo : elevados- El limite de concentración son reducidos

- A menudo se requiere mucho espacio- Se necesita una preparación especializada

Anaranjado: Ventajas

Celeste : Limitaciones



Disoluciones

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1. Son mezclas Homogéneas, formadas por sustancias puras, dondesus componentes:- No sufren reacción química.- Mantienen su identidad química, y pueden separados por

medios físicos.- No sufren precipitación.

2. Están formadas por dos componentes:* Soluto:

- Sustancia que se dispersa como iones,moléculas o átomos.

- Es el que está en menor proporción.* Solvente :

- Sustancia que disuelve o dispersa al soluto.- Llamada también fase dispersante



* Electrolitos Débiles: Aquellos que sufren disociación parcial, por lo

tanto sus disoluciones presentan presentan baja conductividad eléctrica.

Entre ellos tenemos:Ácidos débiles: CH3COOH, H2CO3, HF, H2SO3, H3PO4, etcBases Débiles: NH3, CH3 NH2, (CH3)2 NH, etc



TIPOS DE SOLUCIONES

I. De Acuerdo al Estado de Agregación:

1. Soluciones Sólidas* Sólido en Sólido:

El soluto y el solvente están en estado sólido.Ejemplo: aleaciones, soldadura, etc.

* Gas en Sólido: Cuando un gas se difunde completamente en los intersticios de un sólido.Ejemplo: El H2(g), disuelto en las porosidades de Paladio (s).

* Líquido en Sólido: Cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido.Ejemplo: Amalgamas : Hg (l) en Ag(s).



2. Soluciones Líquidas• Sólido en líquido: Es la más común. Ej: disolución de sacarosa en agua.

• Gas en líquido: Debido a la solubilidad de gases en ciertos líquidos.Ejemplo: el oxígeno en agua, o el CO2 en el agua potable.

• Líquido en líquido: Es otra de las disoluciones más utilizadas. Ejemplo:Alcohol en agua.

Recordar que:- Solutos iónicos o polares se

disuelven en solventes

polares.- Solutos No polares o de muy

baja polaridad se disuelven

en solventes No polares



3. Soluciones Gaseosas* Gases en Gases: Por difusión molecular. Ejemplo: aire.

* Sólidos en Gases: No son comunes. Ejemplo: yodosublimado disuelto en nitrógeno ó el polvo atmosféricodisuelto en el aire.

* Líquidos en Gases: Ejemplo, el aire húmedo.



II. De Acuerdo a su Concentración

1. Soluciones No Saturadas: No hay equilibrio entre la fase dispersa

y la dispersante . Entre ellas tenemos:* Diluidas: cantidad de soluto pequeña respecto del solvente.

ρsolución ≈ ρsolvente Velocidad disolución >> Velocidad de cristalización

(soluto sin disolver) (soluto disuelto)

* Concentradas: soluto considerable sin llegar a la saturación.ρsolución ≠ ρsolvente

Velocidad disolución > Velocidad de cristalización

(soluto sin disolver) (soluto disuelto)



PRINCIPALES UNIDADES DE CONCENTRACIÓNA. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN FÍSICAS:

1. Porcentaje en peso (% p/p):

% peso = _W soluto * 100 % peso = ____W soluto_ ___ *100W solución (Wsoluto + Wsolvente)

Ejemplo Nº 1:

Si se mezclan 40 g de NaCl con 1400 mL de agua destilada entonces determine el % NaCl

en la solución y %Cl en la mezcla final.

Ejemplo Nº 2:

En una fiola de 250 mL se agregan 10 mL de HCl (densidad 1,60 g/cm3 y de un 68,70 %

en peso para finalmente aforar a la marca con agua destilada. Determine el nuevo % HCl

en la mezcla final.

Ejemplo Nº 3:

En una fiola de 500 mL se agregaron 50,2016g de sacarosa ; 30,1618 g de glucosa, para

finalmente aforar a la marca con agua destilada con lo cual la mezcla tiene una densidad

final de 1,054 g/cm3. Determine el % en peso de todos los componentes en la mezcla final



3. Densidad Relativa ( ρrel) :A veces se la llama gravedad específica ( specific gravity) , pero tal denominaciónes incorrecta, por que el término "especifico" significa por unidad de masa.

Se calcula según:ρ relativa = ρ / ρo

donde:ρ relativa = densidad relativa ; ρ = densidad sustancia problema

ρo = sustancia referencia

• Para Líquidos y Sólidos:ρo = sustancia referencia = ρagua = 1 g/cm3 ( a 4ºC y a 1atm)

• Para Gasesρo = sustancia referencia = ρaire = 0,00129 g/cm3 ( a 0ºC y a 1atm)

También se puede calcular o medir la densidad relativa como el cociente entre los pesos o masas correspondientes de iguales volúmenes de la sustancia problema yde la sustancia de referencia:



4. Partes por Millón (ppm)Cantidad de unidades por cada millón de unidades del conjunto. Unidadmuy utilizada en análisis químico en soluciones diluidas. Se determina

según: ppm X = _mg soluto_kg solución

En soluciones acuosas diluidas: 1 kg agua = 1 L solución, por lo cual:

ppm X = mg solutoL solución

Asimismo recordar que se puede fácilmente demostrar que:

ppm X = % X * 10 000

Ejemplo Nº 1:

En una fiola de 250 mL se colocaron exactamente 0,5056 g de CuSO4 (pureza 94,4%),

para finalmente aforar a la marca con agua destilada. Determine las ppm Cu en la mezcla

final.



A) UNIDADES DE CONCENTRACIÓN QUÍMICAS:

1. Fracción Molar ( X ):

Para una mezcla de dos sustancias A y B:

XA = A / (A + B ) Fracción molar de AXB = B / (A + B ) Fracción molar de B

Si sólo existen dos componentes, entonces se cumple que: XA + XB = 1,0

Ejemplo 1:

Si se mezclan 40 g de H 2O, 35,6 g de HCl y 30,8 g de HBr. ¿Cuál es la fracción

molar de cada componente?

Ejemplo 2:Se mezclan 80 mL de H 2SO4 (densidad 1,84 y 98% en peso) con 200 mL de HNO3

(densidad 1,50 g/cm3 y 54,8 % en peso) y 60 mL de agua. Determine las fracciones

molares de los componentes.



2. Molalidad (m):Usada comúnmente en Fisicoquímica, así como en el estudio de las propiedadescoligativas de las soluciones:

m = __W1 ___ o también M = __1000 * m * ρ __PM * W2 PM (m) + 1000Donde:

m = molalidad W1 = Peso del soluto, gPM = Masa molar del soluto, g/mol W2 = Peso del solvente, kg.M = Molaridad ρ = densidad, g/mL

Nota: la molalidad de una solución no cambia con la temperatura

Ejemplo 1:

Si 8 g de NaOH (s) se disuelven en 940 mL de una solución de NaOH (densidad 1,05 g /cm 3

y de 1,4% en NaOH), entonces ¿Cuál es la molalidad de la mezcla final?.

Ejemplo 2:

Determine la molalidad de una solución formada por mezcla de 200 g de una solución de

CuSO4 al 0,8 % en peso con 420 mL de una solución de otra solución de CuSO 4 de

densidad 1,06 g/cm3 y 4,6 % en peso .



3. Molaridad (M):Representa el número de moles,(peso en gramos de 6,023*1023 moléculas) de soluto contenidos en 1 L de solución.Se calcula por las expresiones:

M = ____W1 ___ ó M = 10 * ρ * %(PM) * V PM

Donde:

M = Molaridad (moles soluto/L solución)

W1 = Peso del soluto, (g)

PM = masa molar (g/mol)V = Volumen de solución, (L)

ρ = densidad de la solución, (g/mL)

% = porcentaje en peso en la solución



Ejemplo 1

Calcule la molaridad de una solución formada al disolver 18,46 g de glucosa

(C 6 H 12O6 ) con 250 mL de agua destilada , sabiendo que la densidad de la mezclaobtenida es 1,02 g/cm3.

Ejemplo 2

Determine la molaridad de una solución obtenida por mezcla de 50 mL de H 2SO

4

que es 0,4016 M con 120 mL de otra solución de H 2SO4 que es 2,44 M y con 330

mL de agua destilada.

Ejemplo 3

Si en recipiente se agregan y mezclan 8,1416 g ácido oxálico(C 6 H 5-COOH) ; asícomo 100 mL de solución de ácido oxálico 4,5012M y 200 mL de agua destilada ,

entonces ¿Cuál es la molaridad de la solución de ácido oxálico, si se sabe que la

mezcla final tiene una densidad de 1,03 g/cm3?



4. Formalidad ( F ):Aplicable a sustancias que NO poseen enlace covalente sino enlace iónico

(y por lo tanto no existen en forma molecular). Sales como NaCl y FeCl3 mantienen la forma iónica (Na+ y Cl- ; Fe3+y Cl-) en el estado sólido y en

solución, por lo cual no es adecuado hablar de la masa molar de un ión, sino

de su masa formula, aunque numéricamente corresponde al mismo valor.

Se calcula según la expresión:

F = ___W1 ___PF * V

donde:F = formalidad PF = peso fórmula del soluto

V = Volumen de solución, L. W1 = peso de soluto, g



Ejemplo 1:

Si disolvemos completamente 2,4567 g de FeCl 3 (pureza 68,5%), con agua hastacompletar 800 mL con agua destilada, entonces determine la formalidad del Fe3+

y la formalidad del Cl - en la solución?

Ejemplo 2:

Se ha disuelto 2,44 g de Cu(NO3 )2 de 94,8 % de pureza en 500 mL de una

solución de Cu(NO3 )2 que es 2,4 M . Si se asume que no hay cambio apreciable

en el volumen de la mezcla, entonces ¿Cuál es la formalidad de Cu y la del ión

nitrato (NO3- ) en la mezcla final?



4. Normalidad (N):Representa el número de equivalentes quimicos de soluto por litro desolución.

Se calcula según:

N = # equivalentes N = # miliequivalentesL solución mL solución

N = ___W1 ___ N = __W1 __ * Φ PE *V PM * V

Es decir: N = M * Φ donde:

N = Normalidad

W1 = Peso del soluto, g ó mg.

PE = Peso equivalente del soluto, g/equiv, ó mg/mequiv

V = Volumen de solución, L ó mL.

PM = Peso molecular del soluto, en g/mol o mg/mmol

Φ = numero entero que depende del soluto



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Ejemplo 1

Determine la normalidad de una solución obtenida por mezcla de 120 mL de

H 3 PO4 que es 0,3415 M con 60 mL de H 3 PO4 que es 0,2814 N.

Ejemplo 2

Hasta que volumen (en mL), se deben diluir 130 mL de H 2SO4 (densidad 1,60

g/cm3 y 70% en peso), para obtener una solución que sea 4,2N

Ejemplo 3

Determine que volúmenes de HCl que es 0,50 M y HCl que es 0,1 N se deben

mezclar para obtener 5 L de una solución de HCl que sea 0,24M



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dilución

ECUACION DE DILUCIONSabiendo que: Concentración = Peso de soluto / Volumen de soluciónEntonces: Peso de soluto = Concentración * Volumen

La dilución implica la adición de agua (o de otra solución diluida) a una soluciónconcentrada, en donde la cantidad total de soluto se mantiene constante, es decir:

Concentración1 * Volumen1 = Concentración2 * Volumen2 = masa constante delsoluto

C1 * V1 = C2 * V2 donde :

C1 y C2 : concentraciones de solución concentrada y diluida respectivamente.V1 y V2 : volúmenes de soluciones concentrada y diluida respectivamente



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Ejemplo 1

Si en una fiola de 500 mL se depositan 88 mL de una solución de H 2SO4 que es 0,1844 M y

se le afora con agua destilada, entonces ¿Cuál es normalidad de la solución final?

Ejemplo 2

Se mezclan 160 mL de una solución de Pb(NO3 )2 de concentración 0,0841M con 90 mL de

otra solución de Pb(NO3 )2 que es 0,1422 M para finalmente adicionar 50 mL de agua.

Determine la normalidad de la solución final.

Ejemplo 3

Determine los mL de HCl (densidad=1,08 g/cm3 y 28,6 % en peso) que se deben añadir a

300 mL de otra solución de HCl que posee una densidad de 1,04 g/cm3 y un 6,9% de

pureza, pará obtener 920 g de solución de HCl cuya pureza en HCl sea 13,2%

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