CONCEPTOS BÁSICOS DE QUIMICA ANALITICA

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CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA ANALÍTICA
INTRODUCCIÓN
La Química Analítica constituye una de las principales áreas de conocimiento de la Química y tiene como objetivo el desarrollo, optimización y aplicación de procesos de medida (métodos analíticos) para la obtención de información cualitativa y cuantitativa de calidad. Los conocimientos que dieron origen a la química analítica surgieron a partir de la idea moderna de la composición química de la materia, surgida en el siglo XVIII.
Un hito importante en el desarrollo de esta disciplina fue la comprensión de la correlación entre las propiedades físicas de la materia y su composición química. En ello, el estudio de la espectroscopía, de la electroquímica y la polarografía fueron fundamentales.
Sin embargo, la invención de métodos de análisis químico que permitieran la comprensión más cabal de la materia avanzaría junto con el desarrollo científico y tecnológico, de modo que las características generales del campo de la química analítica se definirían recién en el siglo XX.
La Química Analítica ha jugado un papel fundamental en el desarrollo de la
ciencia. De hecho, su gran importancia ha propiciado que sea cultivada de forma
asidua desde los inicios de la historia de la Química. La relación de la Química Analítica no se reduce simplemente a otras ramas de la química, sino a otras muchas ciencias, por lo que es frecuente que se la califique como “Ciencia Central”. Asimismo, la naturaleza interdisciplinaria del análisis químico le convierte en una herramienta vital en laboratorios médicos, industriales, y académicos
QUÍMICA ANALÍTICA
Se puede definir la “Química Analítica” como una ciencia de medición basada
en un conjunto de ideas y métodos útiles en todos los campos de la ciencia. La Química
Analítica se ocupa de separar, identificar y determinar la composición relativa de
cualquier muestra de materia. La Química Analítica es la rama de la Química que tiene como finalidad el estudio de la composición química de un material o muestra, mediante diferentes métodos. Se divide en Química analítica cuantitativa y Química analítica cualitativa.2,3
CLASIFICACIÓN DE LA QUÍMICA ANALÍTICA
La química analítica se puede dividir en dos áreas:
1. Análisis cualitativo: nos permite identificar sustancias. A través de él podemos determinar qué elementos o compuestos están presentes en una muestra.
2. El análisis cuantitativo: nos permite determinar la cantidad de una sustancia en particular que se encuentra presente en una muestra.
Los resultados de un análisis cuantitativo típico se calculan a través de dos
medidas, la primera es determinar el peso o volumen de la muestra a analizar y la segunda es la medida de una cantidad que es proporcional a la cantidad de analito que hay en la muestra. De acuerdo a la forma de medir la cantidad de analito presente en la muestra, los químicos clasifican los métodos analíticos en función de la naturaleza de esta última medida.
· Métodos gravimétricos: se determina la masa de analito o de algún
compuesto relacionado químicamente con el que se determina.
· Métodos volumétricos: se mide el volumen de una solución que contiene el suficiente reactivo para reaccionar completamente con el analito.
· Métodos electroanalíticos: involucran la medida de propiedades eléctricas como el potencial, la intensidad, resistencia y la cantidad de electricidad.
· Métodos espectroscópicos: se realiza la medida de la interacción existente entre la radiación electromagnética y los átomos o moléculas de analito, o bien en la producción de tales radiaciones por el analito.
· Existen otros métodos entre los que se incluyen la medida de propiedades como la relación carga – masa (espectroscopia de masa), velocidad de desintegración radioactiva, calor de reacción, velocidad de reacción, conductividad térmica, actividad óptica e índice de refracción.
COMPUESTOS QUIMICOS
Están constituidos por dos o más elementos distintos, es decir dos o más clases
distintas de átomos. Por ello, una sustancia compuesta
puede descomponerse en dos o más sustancias simples. Por ejemplo, el agua
está formada por los elementos hidrógeno y oxígeno y puede descomponerse en las dos sustancias simples o elementales correspondientes: dihidrógeno (H2) y dioxígeno (O2), los cuales se obtienen del agua en cantidades definidas; por lo
tanto, el agua debe contener dos clases distintas de átomos y entonces es un
compuesto.1
Los compuestos orgánicos son sustancias químicas que contienen carbono y en los que únicamente se presentan enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno, son conocidos como “hidrocarburos”. En muchos casos también contienen oxígeno, nitrógeno, azufre, fósforo, boro, halógenos y otros elementos. Algunos compuestos orgánicos son usados como combustibles, de los cuales un buen número se deriva del petróleo, por ejemplo: gasolinas, gasóleo, diésel, gas natural o metano, carbón entre otros. También un número importante de estos compuestos forman parte de las moléculas de plantas y animales, por lo que se les conoce como biomoléculas.
Los compuestos inorgánicos están formados por distintos elementos, pueden ser óxidos, bases, ácidos o sales. Un reducido número de compuestos que contienen carbono se clasifican como inorgánicos, entre éstos se encuentran: el monóxido de carbono (CO), el dióxido de carbono (CO2) y los compuestos que contienen el ion; carbonato (CO32-), bicarbonato (HCO3-) y cianuro (CN-).6
· Los óxidos: son compuestos binarios que contienen uno o varios átomos de oxígeno (presentando el oxígeno un estado de oxidación -2) y otros elementos. Existe una gran variedad de óxidos, algunos de los cuales pueden encontrarse en estado gaseoso, otros en estado líquido y otros en estado sólido a temperatura ambiente. Casi todos los elementos forman combinaciones estables con oxígeno y muchos en varios estados de oxidación. Por ejemplo, son óxidos el óxido nítrico (NO) o el dióxido de nitrógeno (NO2).
· Los hidróxidos: son compuestos ternarios que resultan de la combinación de algunos metales con agua o de un óxido básico con agua.
Las bases o hidróxidos se caracterizan, entre otras cosas, por tener sabor amargo, ser jabonosos al tacto, cambiar el papel tornasol de rosado a azul, ser buenos conductores de la electricidad en soluciones acuosas y ser corrosivos.
· Los ácidos: son compuestos que resultan de la combinación del hidrógeno con otro elemento o grupos de elementos de mucha electronegatividad y que se caracterizan por tener sabor ácido, reaccionar con el papel tornasol azul y tornarse rosado, generalmente producen quemaduras en la piel si se entra en contacto directo con ellos. 
Los ácidos se clasifican en hidrácidos y oxácidos.
Los hidrácidos y los oxácidos se forman de la siguiente manera:
· Al reaccionar un no metal con el hidrogeno se forma un hidrácido.
Ejemplo: Cloro + Hidrogeno Acido Clorhídrico
Cl2 + H2 2HCl
· Al reaccionar un óxido ácido con agua se forma un oxácido.
Ejemplo: Trióxido de Azufre + Agua Acido Sulfúrico.
SO3 + H2O H2SO4.
· Las sales: Son compuestos que resultan de la reacción de un ácido con una base. Las sales son por lo general sólido de sabor salado disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. La mayoría no cambian el color del papel tornasol porque son sales neutras como el cloruro de sodio (NaCl) y nitrato de potasio (KNO3); no obstante, hay sales ácidas y básicas. Las sales ácidas forman disoluciones ácidas como en el caso del cloruro de aluminio (AlCl3) y cloruro de amonio (NH4Cl). Las sales básicas forman disoluciones básicas como en el caso del carbonato de sodio (Na2CO3) y cianuro de potasio (KCN).4
· Los hidruros: son compuestos formados por un hidrógeno y cualquier otro elemento. Cuando el compuesto químico se compone de un hidrógeno y un metal, se trata de un hidruro metálico. En cambio, si el hidrógeno se combina con un elemento que no es un metal, se lo nombra como hidruro no metálico.
ECUACIÓN QUÍMICA
Una ecuación química es un enunciado que utiliza fórmulasquímicas para describir las identidades y cantidades relativas de los reactivos y productos involucrados en una reacción química. Para poder representar lo que ocurre en una reacción química mediante una ecuación, ésta debe cumplir con la Ley de la conservación de la materia y con la Ley de conservación de la energía. Es decir, la ecuación debe indicar que el número de átomos de los reactivos y productos es igual en ambos lados de la flecha y que las cargas también lo son. Dicho en otras palabras, se debe contar con una ecuación balanceada.
Por ejemplo:
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
· Método de tanteo: para balancear por este o todos los demás
métodos es necesario conocer la ley de la conservación de la materia,
propuesta por Lavoisier en 1774. Como todo lleva un orden a seguir, éste método resulta más fácil si ordenamos a los elementos de la siguiente manera, balancear primero:
-Metales y/o no metales
-Oxígenos
-Hidrógenos
Balancear por el método de tanteo consiste en colocar números grandes
denominados "Coeficientes" a la izquierda del compuesto o elemento del que se trate. De manera que “Tanteando”, logremos una equivalencia o igualdad entre los reactivos y los productos.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación química:
Para balancear, comenzamos contando los átomos diferentes a oxígeno
e hidrógeno, luego los O2 y finalmente H2. A la izquierda de la flecha tenemos los “Reactivos” y a la derecha, los “Productos de la Reacción”. La flecha se lee: “produce”.
Observamos que en los reactivos tenemos dos átomos de hierro (el
número delante del símbolo, Fe. Es importante hacer notar que si el
número está antes de la fórmula del compuesto, afectará a todos los
elementos que lo integran y este número se llamará “coeficiente”. El
coeficiente indica el número de moleculas presentes). En los productos
solo hay un átomo de hierro. Como debe haber el mismo número de
átomos a la izquieda y a la derecha, colocaremos un coeficiente en el
segundo miembro para balancear el número de átomos, así:
A continuación, contamos los átomos de oxígeno que hay en ambos
lados de la ecuación. En el primer miembro hay cuatro átomos de oxígeno. Tres en el óxido férrico (FeO3) y uno en la molécula de agua; mientras que en el segundo miembro hay seis, tres en el grupo OH multiplicado por el coeficiente 2
que hemos colocado en el paso anterior. Para compensar esta diferencia colocamos un tres antes de la formula del agua. Lo colocamos allí porque si lo colocamos antes de la formula del óxido, alteraríamos la cantidad de hierro que ya hemos ajustado en el paso anterior.
· Método de óxido reducción: Se denomina reacción de óxido-reducción o, simplemente, “Redox”, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación. Para que exista una reacción de óxido-reducción, por tanto, debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:
- El elemento que cede electrones se oxida, su número de oxidación
disminuye y se denomina agente reductor.
- El elemento que acepta electrones, aumenta su número de
oxidación, se dice que se reduce y se denomina agente oxidante.
Número de oxidación
El número de oxidación es un número entero que representa el número
de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace
determinado.
1. Todos los elementos libres que no formen compuesto, tendrán
número de oxidación cero.
2. El hidrógeno tendrá número de oxidación de +1 excepto en hidruros en los cuales actúa con número de oxidación -1.
3. El oxígeno tendrá número de oxidación -2 excepto en los peróxidos donde actúa con número de oxidación -1.
4. Los Metales Alcalinos (Grupo IA de la Tabla Periódica) tienen en sus compuestos número de oxidación +1.
5. Los Metales Alcalino Térreos (elementos del Grupo IIA de la Tabla Periódica) tienen en sus compuestos número de oxidación +2.
6. Los halógenos (Grupo VII A) tienen en sus compuestos como haluros, número de oxidación -1.
7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un
compuesto iónico es igual a la suma de la carga neta de los átomos
constituyentes del ión.
8. Si algún átomo se oxida su número de oxidación aumenta y cuando un átomo se reduce, su número de oxidación disminuye.
9. La suma de los números de oxidación de los átomos que constituyen una molécula es cero
Método de balanceo de número de oxidación: 
Para comprender este método, vamos a balancear la siguiente ecuación:
La primera regla, esta nos dice que todos los elementos libres tendrán
valencia cero, luego, localizamos los elementos libres, en este caso son
el Hierro y el hidrógeno, y colocamos un cero como valencia.
Continuamos con las demás reglas y ubicamos a los oxígenos e
hidrógenos y les asignamos la valencia que les corresponde, según se
estableció en las reglas:
Para continuar, obtenemos la valencia de los elementos restantes, en
este caso el azufre y el hierro:
Ubiquémonos en el azufre (S) del primer miembro en la ecuación
Para obtener la valencia del azufre, simplemente vamos a multiplicar la
valencia del oxígeno por el número de oxígenos que hay (en este caso
hay 4 oxígenos que multiplicados por el -2 del número de oxidación,
resulta -8) y hacemos lo mismo con el hidrógeno, multiplicamos su
valencia por el número de oxígenos que hay (2 átomos de hidrógeno
multiplicados por +1 resulta +2). Queda de la siguiente manera:
Se plantea una ecuación de primer grado, recordando que la suma de los
números de oxidación de los átomos integrantes de la molécula debe ser
igual a cero:
Resulta que la valencia del azufre ha de ser +6. Comprobamos:
Ubiquémonos ahora el hierro del segundo miembro:
Esta sal está formada por un catión, (Fe) y un anión, en este caso, el ión
sulfato (SO4).
Si recordamos las reglas de formulación, es fácil deducir que la valencia
del hierro es +3 y la del ión sulfato -2 (observe los subíndices delante de
cada ión). Ya hemos definido el número de oxidación del hierro. Falta
conocer el número de oxidación del azufre en el ión sulfato
Ya sabemos que la carga neta del ión es -2, por lo que si se multiplica los
cuatro átomos de oxígeno por -2, resulta que la carga del oxígeno es -8,
por lo que es lógico deducir que el número de oxidación del azufre será
+6 para que al hacer la suma algebraica resulte -2.
Y de esta manera ya hemos obtenido todas las valencias del compuesto
químico:
Ahora, vamos a verificar cuál elemento se oxida y cual se reduce.
Observamos que el hierro se oxida pues su número de oxidación
aumenta de cero a 3 (pierde 3 electrones):
Observamos ahora que el hidrógeno se reduce (gana 1 electrón), pero
como hay dos átomos de hidrógeno, se multiplica por 2):
La ecuación queda de la siguiente manera:
A continuación, intercambiamos estos números que indican la perdida y/o
ganancia de electrones como se indica a continuación:
Ahora contamos el número de átomos a ambos lados de la ecuación:
Para compensar el déficit de hidrógenos del segundo miembro,
multiplicamos este elemento por 3
La ecuación balanceada resulta:
· Método de balanceo de ión-electrón: este es un procedimiento particularmente útil para reacciones en
disolución, aunque también puede emplearse en racciones en estado
gas-sólido.
Deben seguirse los siguientes pasos:
1. Identificar el agente oxidante y el agente reductor, recordando que
el elemento que pierde electrones es el que se oxida y es a su vez,
el agente reductor; el elemento que gana electrones es el que se
reduce y es, a su vez, el agente oxidante.
2. Mostrar mediante semi reacciones cómo se reduce el agente
oxidante y como se oxida el agente reductor.
3. Asegurarse que los átomos diferentes a oxígeno e hidrógeno estén
igualados y corregir de ser necesario.
4. Contar los átomos de oxígeno a ambos lados de la semi-reacción y
compensar déficit con moléculas de agua.
5. Agregar protones, H+, al lado deficiente en hidrógeno.
6. Contar las cargas eléctricas y multiplicar cada semi-reacción por un coeficiente convenientepara que, al sumar ambas semi reacciones, se igualen las cargas y puedan eliminarse.
7. Si la reacción ocurre en medio básico, agregar tantos OH- a ambos
lados de la semi reacción, como protones (H+) se agregaron para
compensar déficits de hidrógeno (paso 5).
8. Combinar los OH- y los H+ y eliminar el agua que aparezca
duplicada en la reacción.
9. Sumar ambas semi reacciones y eliminar las especies que
aparezcan duplicadas en la reacción final.
Ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación por el método de las semi reacciones:
Asignamos los números de oxidación:
Multiplicamos la primera semi reacción por 2 y la segunda por 5:
Balanceamos el Potasio del segundo miembro:
Ajustamos el oxígeno:
Las moléculas de agua pueden sumarse
Se ajusta el hidrógeno:
Ya que estos protones solo pueden provenir del ácido, sumamos a la
especie correspondiente:
Reajustamos el cloro:
La ecuación está ahora balanceada.5
REACCIONES QUÍMICAS
Una reacción química se produce cuando hay una modificación en la identidad
química de las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar
a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción química, los
reactivos se consumen para dar lugar a los productos.
El reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química
determinada, da a conocer o limita, la cantidad de producto formado, y provoca
una concentración específica o limitante. Cuando una ecuación está balanceada, la
estequiometria se emplea para saber la cantidad de materia (mol) de un producto
obtenido a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de
cantidad de materia (mol) entre el reactivo y producto se obtiene de la ecuación
balanceada.
El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo
limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total del producto
formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los
reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso.7 
RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS
La estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas (de cantidades) entre los reactivos y los productos en una ecuación química y se basa en la
ecuación balanceada. Establece las relaciones entre las moléculas o
elementos que conforman los reactivos de una ecuación química con los productos de dicha reacción. Las relaciones que se establecen son relaciones
molares entre los compuestos o elementos que conforman la ecuación química: siempre en moles, nunca en gramos.
Las relaciones estequiométricas, nos permitirán conocer la cantidad de producto o reactivo que esperamos en las reacciones químicas; es decir, estas
relaciones nos permiten conocer cuánto se producirá o cuánto se necesitará de una sustancia. Los coeficientes estequiométricos de una reacción
química, sólo nos indica la proporción en la que reaccionan dichas sustancias. No nos dicen cuánto están reaccionando.8
DISOLUCIONES Y CONCENTRACIÓN DE DISOLUCIONES 
También conocidas como soluciones, son mezclas homogéneas. El componente principal se llama solvente, y los componentes menores se llaman soluto. Estos no pueden ser separados por métodos mecánicos simples (filtración, decantación y centrifugación). Por definición el solvente es la especie que se encuentra en mayor proporción y el soluto es la
especie en menor proporción. En las soluciones pueden darse diferentes combinaciones en las que sólidos, líquidos o gases actúen como solutos o como solventes. La clase más común es aquella en la que el solvente es un líquido.
· Molaridad: La molaridad (M) es una manera corriente de expresar la concentración de las soluciones. Se define como el número de moles de soluto por litro de solución. En forma simbólica la molaridad se presenta como:
· Molalidad: La molalidad, m, de un soluto en solución es el número de moles de soluto por kilogramo de solvente (no solución).
· Normalidad: se define como la relación entre los equivalentes de una sustancia y los litros de una solución. la definición de la normalidad dice que expresa los gramos-equivalentes (o equivalentes) por un litro de solución: N= g/(PE∙V) 
Lo que es igual a 
· Partes por millón: es una unidad de concentración empleada para soluciones muy diluidas. Una solución cuya concentración es 1 ppm contiene 1 gramo de soluto por cada millón (10 6 ) de gramos de solución,
o en forma equivalente, 1 mg de soluto por kilogramo de solución. Debido a que estas soluciones acuosas diluidas tienen densidades de 1 g/mL = 1kg/L, 1 ppm corresponde también a 1 mg de soluto por litro de solución.
· %m/m: expresa el porcentaje de masa de soluto en relación a la masa de la solución total. Se divide la masa del soluto entre la masa de solución, y se multiplica por 100. Indica la cantidad de soluto medido en gramos, por cada 100 gramos de solución.
· %m/v: expresa la proporción de masa de soluto en relación al volumen de la solución. Se divide la masa del soluto entre los mililitros de solución, y se multiplica por 100.
· %v/v: expresa la proporción del volumen de soluto en relación al volumen de la solución. Se divide el volumen del soluto entre el volumen de la solución, y se multiplica por 100.
· Fracción molar: la fracción molar de un componente en una solución está dada por el número de moles de dicho componente dividido por el número total de moles de todos los componentes de la solución (soluto más solvente). Comúnmente se utiliza el signo X para la fracción molar, con un subíndice que indica el componente sobre el cual se está enfocando la atención.
ANÁLISIS CUALITATIVO Y CUANTATIVO
La química analítica se puede dividir en dos áreas:
· El análisis cualitativo que nos permite identificar sustancias. A través de él podemos determinar qué elementos o compuestos están presentes en una muestra.
· El análisis cuantitativo que nos permite determinar la cantidad de una sustancia en particular que se encuentra presente en una muestra.
Los resultados de un análisis cuantitativo típico se calculan a través de dos medidas, la primera es determinar el peso o volumen de la muestra a analizar y la segunda es la medida de una cantidad que es proporcional a la cantidad de analito que hay en la muestra.
ETAPAS DE UN ANÁLISIS CUANTITATIVO
Cuando nos planteamos un problema analítico hay una secuencia general de
pasos que debemos seguir para obtener una solución del mismo. Estos pasos los podemos resumir en el siguiente cuadro esquemático:
1. Definir el problema y la información que se necesita.
2. Selección de un método de análisis La elección a veces se hace muy difícil y requiere de una gran experiencia e intuición por parte del analista. Lo primero a tener en cuenta es la exactitud que se requiere, no dejando de lado el costo del análisis.
3. Muestreo, para obtener información significativa de un análisis la muestra que se obtenga debe reproducir fielmente la totalidad del material de donde se obtuvo.
4. Preparación de una muestra de laboratorio, Por ejemplo, en el caso de muestras sólidas, estas se muelen para disminuir el tamaño de partícula, se mezcla para asegurar la homogeneidad, y se almacenan durante largos períodos de tiempo antes de que el análisis se lleve a cabo. Durante este proceso la muestra puede absorber o desorber agua y esto debe corregirse para que no afecte la determinación.
5. Definir los replicados En los análisis se utilizan varias muestras o replicados, cuyos pesos o volúmenes se deben medir cuidadosamente utilizando balanza analítica o aparatos volumétricosde precisión. La repetición mejora la calidad de los resultados y suministra una medida confiable.
6. Preparación de disoluciones de una muestra
En muchos análisis es necesario disolver la muestra. Idealmente el disolvente debería disolver a toda la muestra de forma rápida y por completo. Se debe tener cuidado que no se produzcan pérdidas del analito durante la disolución.
7. Eliminación de interferencias
8. Calibrado y medida, todos los resultados analíticos dependen de una medidafinal X de una propiedad física del analito. Esta propiedad debe variar de forma reproducible y conocida con la concentración del analito. Idealmente, la medida de la propiedad física debe ser directamente proporcional a la concentración.
9. Cálculo de los resultados Calcular las concentraciones de analito a partir de los datos experimentales es una tarea sencilla e inmediata utilizando calculadoras y ordenadores modernos.
10. Evaluación de los resultados y estimación de su fiabilidad.
Para completar los resultados analíticos debemos realizar una estimación de su fiabilidad.2
MÉTODOS CUANTITATIVOS DE ANÁLISIS
· Gravimétrico: el análisis gravimétrico o gravimetría consiste en determinar la cantidad proporcionada de un elemento, radical o compuesto presente en una muestra, eliminando todas las sustancias que interfieren y convirtiendo el constituyente o componente deseado en un compuesto de composición definida, que sea susceptible de pesarse. La gravimetría es un método analítico cuantitativo, es decir, que determina la cantidad de sustancia, midiendo el peso de la misma con una balanza analítica y por último sin llevar a cabo el análisis por volatilización.
· Titulometría: son procedimientos cuantitativos que se basan en medir la cantidad de un reactivo que tiene una concentración conocida y es consumido por el analito (sustancia en análisis) hasta su completa reacción. Este procedimiento analítico implica medir el volumen de un reactivo de concentración conocida, llamado solución estándar o valorante, que es consumido por el analito, llamado valorante. Sabemos que la reacción ha llegado a su fin cuando hay lo que se llama un punto de inflexión o punto de equivalencia, que corresponde al punto en el que la cantidad de titulante añadida es exactamente igual a la cantidad de analito.
· Cromatografía: es un procedimiento químico que permite la separación, identificación, cuantificación, cualificación y determinación de los componentes químicos individuales de sustancias en mezclas complejas, de acuerdo con la purificación de compuestos de una manera muy precisa.
· Potenciometría: es un método analítico electroquímico basado en la medida de la diferencia de potencial entre electrodos sumergidos en una solución, siendo el potencial de uno de los electrodos función de la concentración de determinados iones presentes en la solución.
· Espectrofotometría: es una de las técnicas experimentales más utilizadas para la detección específica de moléculas. Se caracteriza por su precisión, sensibilidad y su aplicabilidad a moléculas de distinta naturaleza (contaminantes, biomoléculas, etc) y estado de agregación (sólido, líquido, gas).
MUESTRA
Se denomina muestra a una parte representativa de la materia objeto de análisis, siendo una alícuota de la muestra una porción o fracción de la misma. Se llama analito a la especie química objeto del análisis.
MUESTREO
Es el proceso para obtener una pequeña masa de un material cuya composición represente con exactitud a todo el material muestreado. El muestreo engloba todo el proceso, desde el estudio para conocer cómo tomar porciones representativas del total que se quiere evaluar, hasta las herramientas estadísticas necesarias para que los resultados obtenidos aporten unos valores sólidos al total muestreado.
BUENAS PRACTICAS DE LABORATORIO
Las Buenas Prácticas de Laboratorio (BPL) es un conjunto de reglas, de procedimientos y de prácticas establecida y promulgadas por diversas instituciones. Los principios de las buenas prácticas de laboratorio (BPL) son sistemas de calidad relacionados con los procesos organizativos y las condiciones bajo las cuales los estudios no clínicos de seguridad sanitaria y medioambiental son planificados, realizados, controlados, registrados, archivados e informados.
Dentro de todo laboratorio es siempre importante, que se pueda controlar mediante buenas prácticas en sus análisis, para eso se necesitan de equipos apropiados que integren la capacidad en sus especialidades. Estas se consideran de uso obligatorio, con eso se garantiza la calidad e integridad de los datos que se producen. Estas constituyen en esencia una filosofía de trabajo, un sistema de labor que debe intervenir en la realización de algún estudio o procedimiento.9
CONCLUSIÓN
La Química Analítica es una de las ramas más importantes de la Química moderna. Comprende la separación, identificación y determinación de las cantidades relativas de los componentes que forman una muestra de materia.
La Química Analítica alcanza sus objetivos mediante una metodología. Desde un punto de vista formal, esta metodología es común a todas las ciencias experimentales y sigue un proceso ordenado y sistemático, que lleva a resultados verídicos y comprobables. Se divide en Química analítica cuantitativa y Química analítica cualitativa. La química analítica utiliza instrumentos y métodos para separar, identificar y cuantificar la materia.​ En la práctica, la separación, identificación o cuantificación puede constituir el análisis completo o combinarse con otro método. La separación aísla los analitos. El análisis cualitativo identifica los analitos, mientras que el análisis cuantitativo determina la cantidad o concentración numérica.
ANEXOS
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. Alsina, D., Cagnola, E., Güemes, R., Noseda, J., Odetti
y colaboradores. Química: conceptos fundamentales. Universidad Nacional del Litoral Secretaría Académica Dirección de Articulación, Ingreso y Permanencia. 2014.
2. Caballero, M. introducción a la química analítica. Universidad Nacional del Litoral Centro Universitario Gálvez. file:///C:/Users/yeyo/Downloads/Introduccion_a_la_Quimica_Analitica.pdf
3. Campillo, N. introducción al análisis químico. Universidad de Murcia, España. 2011. https://www.um.es/documents/4874468/11830096/tema-1.pdf/1c49a077-8b02-405d-9100-ee5f7f1b1b7b
4. Delgadillo, W., Molina, L. http://quimicanataliamywendyd.blogspot.com/2013/04/oxidoshidroxidosacidos-y-sales.html
5. Simoza, L. balanceo de ecuaciones químicas. Caracas Venezuela. https://www.guao.org/sites/default/files/biblioteca/Balanceo%20de%20ecuaciones%20qu%C3%ADmicas_0.pdf
6. https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unidad2/combustion/compuestos
7. Estequiometría de las reacciones químicas. Facultad de Ciencias Agrarias Universidad Nacional de Lomas de Zamora
2019. http://agrarias.unlz.edu.ar/web18/wpcontent/uploads/2018/08/Aula-Virtual-Introd-T-Unid-5.pdf 
8. http://dcb.fi-c.unam.mx/CoordinacionesAcademicas/FisicaQuimica/WebAutoaprendizaje/temario/RELACIONES%20ESTEQUIOMETRICAS/Introduccion.pdf
9. https://www.euroinnovaformacion.com.ve/cual-es-el-objetivo-de-las-buenas-practicas-de-laboratorio