INTRODUCCIÓN
La Química Analítica puede definirse como la ciencia que desarrolla y mejora métodos e instrumentos para obtener información sobre la composición y naturaleza química de la materia.
Dentro de la
Química Analítica se incluye el Análisis Químico que es la parte
práctica que aplica los métodos de análisis para resolver problemas
relativos a la composición y naturaleza química de la materia.
Los ámbitos de aplicación del Análisis Químicos son muy variados, en la industria destaca el control de calidad de materias primas y productos acabados; en el comercio los laboratorios certificados de análisis aseguran las especificaciones de calidad de las mercancías; en el campo médico los análisis clínicos facilitan el diagnostico de enfermedades.
Los ámbitos de aplicación del Análisis Químicos son muy variados, en la industria destaca el control de calidad de materias primas y productos acabados; en el comercio los laboratorios certificados de análisis aseguran las especificaciones de calidad de las mercancías; en el campo médico los análisis clínicos facilitan el diagnostico de enfermedades.
BASES TEÓRICAS DE LA QUÍMICA ANALÍTICA
Análisis cualitativo
Es el análisis en el que se determina la identidad de la especie constituyente de una muestra. Muchos problemas de la Química Analítica comienzan con la necesidad de identificar qué es lo que existe en una muestra. Por ejemplo: la detección en la orina de un deportista de un fármaco destinado a mejorar su rendimiento
Análisis cuantitativo
Es el análisis en el que se determina la cantidad de una especie constituyente presente en una muestra. Este es quizás el tipo de problema que con mayor frecuencia se encuentra en los laboratorios analíticos. Por ejemplo: la medición de concentración de glucosa en sangre.
DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA (Arrhenius)
Svante August Arrhenius
(Uppsala, 1859 - Estocolmo, 1927) Físico y
químico sueco. Perteneciente a una familia de granjeros, su padre fue
administrador y agrimensor de una explotación agrícola.
Cursó sus estudios en la Universidad de Uppsala,
donde se doctoró en 1884 con una tesis que versaba sobre la conducción
eléctrica de las disoluciones electrolíticas, en la que expuso el germen
de su teoría según la cual las moléculas de los electrólitos se
disocian en dos o más iones, y que la fuerza de un ácido o una base está
en relación directa con su capacidad de disociación.
Esta teoría fue fuertemente criticada por sus
profesores y compañeros, quienes concedieron a su trabajo la mínima
calificación posible. Sin embargo, los grandes popes de la química extranjera, como Wilhelm Ostwald, Ludwig Boltzmann y J. H. Van't Hoff,
apreciaron justamente su teoría y le ofrecieron su apoyo y algún que
otro contrato, con lo que su prestigio fue creciendo en su propio país.
La elaboración total de su teoría le supondría
cinco años de estudios, durante los cuales sus compañeros fueron
aceptando los resultados. Entretanto, desde 1884, Arrhenius ejerció como
profesor de física en la Universidad de Uppsala y, a partir de 1891, en
el Real Instituto de Tecnología de Estocolmo; posteriormente fue rector
de la Universidad de Estocolmo. A pesar de haber recibido varias
ofertas de diferentes países, prefirió seguir en la capital sueca, donde
prosiguió sus estudios, llegando incluso a formular (de forma
independiente de Ostwald) nuevas definiciones de ácido y base.
Con la concesión del premio Nobel de Química en
1903 obtuvo también una mayor consideración en su patria: en 1905 fue
nombrado director del Instituto Nobel de Química Física, creado ex
profeso para él y que muy pronto se convirtió en un centro de
investigaciones de importancia mundial. Durante una temporada que pasó
en la Universidad de California se dedicó a la inmunoquímica y publicó
la obra Inmunochemistry (1907).
Gran hombre de ciencia, los trabajos de Svante
August Arrhenius abarcaron campos muy dispares. Sus investigaciones
sobre la influencia de la temperatura en las reacciones químicas le
llevaron a establecer la ecuación que lleva su nombre. Por su trabajo
en la ionización de los electrólitos, que permitió interpretar las leyes
físicas de la electrólisis, le fue concedida en 1902 la prestigiosa
medalla Davy de la Royal Society de Londres; además del premio Nobel de
Química en 1003, recibió en 1911 la medalla Gibbs de los Estados Unidos.
Se le debe asimismo la primera constatación del efecto invernadero
(aumento de la temperatura de la atmósfera debido al aumento en la
concentración de dióxido de carbono).
Arrhenius también se ocupó de cosmogonía en obras como Lehrbuch der kosmischen Physik
(1900); entre sus aportaciones destacan una teoría sobre la formación
de los cometas basada en la presión de la radiación y una teoría
cosmogónica que explicaba la evolución de los astros. Se interesó además
muy vivamente por el problema del origen de la vida, que consideraba
una característica universal y no sólo propia de la Tierra. En su libro Erde und Weltall
(1926), recopilación de obras precedentes, formuló una hipótesis
(llamada de la "panspermia") según la cual los gérmenes de la vida están
extendidos por todo el universo, pero sólo se desarrollan cuando
encuentran las condiciones adecuadas. Esta teoría fue recogida años más
tarde por numerosos científicos, entre los cuales se cuentan Fred Hoyle y Francis Crick.http://www.biografiasyvidas.com/biografia/a/arrhenius.htm
ECUACIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas ocurren a nuestro alrededor cuando:
encendemos un fósforo, encendemos un auto, comemos la cena, o paseamos
al perro. Una reacción química es el proceso por el cual las substancias se enlazan (o rompen el enlace) y, al hacerlo sueltan o consumen energía.
Como ejemplo, tomemos la reacción del hidrógeno con el oxígeno para formar agua. Si tuviésemos un contenedor de gas de hidrógeno y lo quemásemos con la presencia del oxígeno, los dos gases reaccionarían juntos, soltando energía, para formar agua. Para escribir la ecuación química de esta reacción, pondríamos la substancias que reaccionan (los reactantes) del lado izquierdo de la ecuación con una flecha apuntando a las substancias que se forman al lado derecho de la ecuación (los productos). Dada esta información, uno podría adivinar que la ecuación para esta reacción se escribe:
Como ejemplo, tomemos la reacción del hidrógeno con el oxígeno para formar agua. Si tuviésemos un contenedor de gas de hidrógeno y lo quemásemos con la presencia del oxígeno, los dos gases reaccionarían juntos, soltando energía, para formar agua. Para escribir la ecuación química de esta reacción, pondríamos la substancias que reaccionan (los reactantes) del lado izquierdo de la ecuación con una flecha apuntando a las substancias que se forman al lado derecho de la ecuación (los productos). Dada esta información, uno podría adivinar que la ecuación para esta reacción se escribe:
H + O2
H2O
H2O
El
signo de suma de lado izquierdo de la ecuación significa que el
hidrógeno y el oxígeno están reaccionando. Desafortunadamente, hay dos
problemas con esta ecuación química. Primero, ya que los átomos
prefieren tener envolturas de valencia llenas, átomos H u O sólos son raros. En la naturaleza, ambos el hidrógeno y el oxígeno se encuentran como moléculas diatómicas, H2 y O2,
respectivamente (al formar moléculas diatómicas los átomos comparten
electrones y completan sus envolturas de valencia). Por consiguiente, el
gas de hidrógeno consiste de moléculas H2 el gas de oxígeno consiste de O2. Al corregir nuestra ecuación tenemos:
H2 + O2
H2O
H2O
OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
Las reacciones de transferencia de electrones (también llamadas reacciones redox y reacciones de oxidación reducción)
- Oxidación: pérdida de electrones. El compuesto capaz de producir una oxidación es un oxidante, y durante el proceso dicho oxidante se reduce (porque gana electrones, se los arranca a otro compuesto para oxidarlo).
- Reducción: ganancia de electrones. El compuesto capaz de producir una reducción se llama reductor, y durante el proceso dicho reductor se oxida (porque pierde electrones, se los cede a otro compuesto para reducirlo).
PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
El agua
es un electrolito débil, o sea que se disocia en escasa proporción. El
proceso de disociación se presenta mediante la reacción reversible:
El equilibrio
de disociación del agua esta muy desplazado hacia la izquierda, es decir,
la concentración de los iones en el agua pura es mínima.
A partir
de la ecuación 1 se puede deducir la expresión correspondiente a la constante
de equilibrio para la disociación del agua:
El símbolo [ ] indica la concentración
molar de los iones en la solución. Si se traslada el denominador del segundo
miembro al primero, la igualdad queda así:
La concentración
del agua sin disociar es elevada y se puede considerar constante. Como
el producto de dos constantes da otra constante, el primer miembro de
la igualdad anterior, se podrá expresar así:
Esto significa
que el producto de las concentraciones de los iones H+ y OH-
es constante. Además, como
Keq
es el resultado del producto de
las concentraciones iónicas se le llama producto iónico del agua.
¿Cuál es el valor del producto iónico del agua?
Experimentalmente se ha determinado que a 25o
C:
De
lo anterior se deduce que:
Ejemplo N° 1
¿Cuál es el valor de OH- si el valor de [H+] = 1.5 x 10 -4 ?
(1.5 x 10 -4)[OH-]
= 1.0 x 10-14
[OH-]
= 6.6 x 10-11
La
solución es ácida porque [H+] >
[OH-]
Ejemplo N° 2
¿Cuál es la concentración de [H+] si [OH-] = 2.0 x 10-5 ?
al
ver que [H+] <
[OH-] la solución es
básica.
HIDRÓLISIS DE SALES
Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Así, las sales pueden producir que una disolución de las mismas sea ácida, básica o neutra. Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil:
Ejemplo de hidrólisis ácida (de un catión): NH4 + H2O ↔ NH3 + H3O
Ejemplo de hidrólisis básica (de un anión): CH3–COO– + H2O ↔ CH3–COOH + OH
Tipos de hidrólisis.
Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:
• Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
• Sales procedentes de ácido débil y base fuerte (Hidrólisis Básica)
• Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. (Hidrólisis Ácida).
• Sales procedentes de ácido débil y base débil.
SOLUCIONES
Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida.
Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.
Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante.
Entonces, llamaremos solución o disolución a las mezclas homogéneas que se encuentran en fase líquida. Es decir, las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida, como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones.
Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.
Características de las soluciones (o disoluciones):
I) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc.
II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.
III) Los componentes de una solución son soluto y solvente.
soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).
solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.
IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.
Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas.
Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.
Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.
Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.
Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.
Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.
Modo de expresar las concentraciones
Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. También debemos aclarar que los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas.
Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.
Unidades físicas de concentración
Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:
a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)
b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)
c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)
a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.
b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
Unidades químicas de concentración
Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con unidades químicas, como son:
a) Fracción molar
b) Molaridad M = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución)
c) Molalidad m = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente)
a) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.
b) Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene cuatro moles de soluto por litro de solución.
c) Molalidad
En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.
En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos.
La definición de molalidad es la siguiente:
Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m)
CINETICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO
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