Introduccion a la Quimica Analitica

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PRESENTACION 
 
El presente trabajo ha sido realizado para un curso introductorio en química analítica para 
estudiantes de Ciencias química, biología e ingeniería, como tambien aquellos que se dedican 
preferentemente a la química . Los cursos tradicionales de química analítica han hecho buen uso 
de valores tabulados por lo que los estudiantes tienden a creer que estas tablas son exactas e 
invariables . El progreso de todos los campos de la ciencia química incluyendo oceonografía , 
geoquímica y la ciencia del ambiente, depende fuertemente de la investigación actual y basada 
sobre el equilibrio químico y el análisis, incluyendo estudios de especies que contenga una 
buena parte de los conocimientos de modernos de la Química Analítica Clásica. En esa forma 
se espera que el alumno conozca los principios fundamentales de esta ciencia y se de cuenta que 
no es cumulo de material que exige memorización si no una ciencia con bases simples y 
aplicaciones múltiples. 
 
Al elaborar el índice de materias se ha ceñido al programa oficial de química Analítica que se 
dicta en las escuelas de doctorado e ingeniería de la Facultad de Ciencias de la ESPOCH. 
 
El primer capítulo describe los conceptos principales del análisis químico, y define términos y 
métodos comunes proporcionando un enfoque práctico de la estequiometría de soluciones 
acuosas, el cualservirá como puente sólido entre ideas básicas de un curso de primer año y los 
cálculos precisos de análisis y finalmente el tratamiento estadístico de datos experimentales, al 
capítulo 2 Titulaciones ácido-base existen ilustraciones de unidades de concentración, 
elaboración de curvas de titulación y tambien la aplicación del análisis ácido-base. 
 
En el capítulo 3. “Análisis gramimétrico” se lo ha enfocado para comprender los fenómenos de 
precipitación tanto en el aspecto de separación como de análisis . 
 
Con respecto al capítulo 4 y 5 Titulaciones por precipitación y complejométricas, se lo ha 
conducido, con equilibrio químico para la elaboración de las curvas de titulación como tambien 
su parte aplicativa en el análisis. 
En el capítulo 6 “Titulaciones de óxido-reducción” se hace un introducción rápida de la 
electroquímica para una mejor comprensión de las curvas de titulación como tambien exísten 
ilustraciones aplicativas con respecto a ésta unidad. 
 
 
 
 
 
 
Dr. Fausto Yaulema Garc|ess
 2 
TABLA DE CONTENIDO 
 
 
I. CAPITULO .......................................................................................................... 5 
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1.2. Algunas definiciones .................................................................................... 6 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
1.4. Medidas básicas ........................................................................................... 8 
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1.6. Diluciones ................................................................................................... 13 
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1.8. HUMEDAD EN LAS MUESTRAS........................................................... 18 
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1.9. DISOLUCIÓN DE LA MATERIA INORGÁNICA CON ÁCIDO. ........ 19 
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1.10.1. DESCOMPOSICIÓN DE SUSTANCIAS ORGÁNICAS. ................... 21 
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II. CAPITULO..................................................................................................... 26 
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2.1. TRATAMIENTO DE LOS DATOS DE UNA TITULACIÓN. ............... 26 
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2.2. INDICADORES ÁCIDO/BASE ................................................................ 28 
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2.4. TITULACION DE UN ACIDO DEBIL CON UNA BASE FUERTE ..... 32 
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2.6. SOLUCIONES AMORTIGUADORAS.................................................... 36 
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2.6.2. Amortiguadores formados por una base débil y su ácido conjugado. .... 37 
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2.6.4. Capacidad amortiguadora .................................................................... 38 
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2.7. TITULACION DE ACIDOS Y BASES POLIFUNCIONALES. ............. 39 
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2.9. RELACIÓN DE LOS VOLUMENES DE TITULACION CON LA 
COMPOSICION DE LA MUESTRA .................................................................. 47 
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2.10.1. Grado de conversión de la reacción de titulación. ................................. 50 
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2.10.3. Aplicaciones ........................................................................................ 51 
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 3 
2.12. CÁLCULOS EN EL ANÁLISIS VOLUMÉTRICO ............................ 53 
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2.12.2. Pesos equivalentes en reacción oxido reacción ..................................... 57 
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III. CAPITULO..................................................................................................... 61 
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3.1.1. CLASIFICACION DE LOS METODOS CUANTITATIVOS DE 
ANALISIS .......................................................................................................... 61 
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3.2.1. Factores Gravimétricos: ....................................................................... 63 
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3.3. FACTORES QUE DETERMINAN EL TAMAÑO DE LAS 
PARTÍCULAS ...................................................................................................... 65 
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3.3.2. Control experimental del tamaño de las partículas ................................ 66 
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3.3.4. Pureza de los Precipitados .................................................................... 67 
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3.3.6. Precipitación en Solución Homogénea ................................................. 70 
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3.3.8. Calculo de los Resultados Gravimétricos. ............................................ 71 
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3.4.1. 8- Hidroxiquinolina. ............................................................................. 75 
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3.4.3. Cálculo de Porcentaje........................................................................... 77 
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3.4.5. Cálculo del Volumen de un reactivo requerido para una reacción diluida.
 78 
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3.5. MÉTODOS GRAVIMÉTRICOS INDIRECTOS. ................................... 81 
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IV. CAPITULO..................................................................................................... 85 
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4.1. CALCULOS DEL ANALISIS TITULOMETRICO ................................ 85 
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4.2.1. Antes del Punto de Equivalencia .......................................................... 87 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
4.2.3. Después del Punto de Equivalencia ......................................................89 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
4.3. DETECCION DEL PUNTO FINAL ........................................................ 94 
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4.5. TITULACIÓN DE VOLHARD ................................................................ 95 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
 4 
4.7. TITULACION DE UNA MEZCLA .......................................................... 96 
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V. ............................................................................................................................... 97 
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5. TITULACIONES POR FORMACIÓN DE COMPLEJOS ................................ 98 
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5.2. TITULACIONES CON ÁCIDOS POLIAMINOCARBOXÍLICOS ....... 99 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
5.2.2. Propiedades ácidas del EDTA ............................................................ 100 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
5.2.4. Complejos de EDTA con iones metálicos .......................................... 100 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
5.2.6. Cálculo de la concentración del catión en soluciones de EDTA .......... 105 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
5.2.8. Efecto de otros agentes complejantes en las titulaciones con EDTA ... 108 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
5.2.10. Prevención de la Precipitación ........................................................... 116 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
5.3.1. Aplicaciones de las titulaciones con EDTA ........................................ 116 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6. TEORÍA DE LAS VALORACIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN ......... 119 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6.2. AGENTES OXIDANTES Y REDUCTORES ........................................ 119 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6.2.2. Reacciones de oxidación-reducción en céldas electroquímicas ........... 120 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6.3.1. Pilas galvánicas y electrolíticas .......................................................... 121 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6.4.1. Deducción de las curvas de valoración ............................................... 122 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6.4.3. Efecto de cuantitatividad de la reacción ............................................. 130 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6.6. VOLUMETRIA REDOX APLICADA ................................................... 133 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6.7. PERMANGANOMETRÍA ...................................................................... 138 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6.8. BROMATOMETRIA .............................................................................. 146 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6.8.2. Determinación De Magnesio .............................................................. 147 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6.8.4. DICROMATOMETRIA. Características generales del método. ......... 148 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
 5 
6.9.1. Aplicaciones De Los Metodos Con Yodo ........................................... 152 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6.10. METODOS A BASE DE CERIO (IV) ................................................ 154 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
6.11.1. Metodo Redox: Oxidimetria Y Reductimetria .................................... 155 
¡Error! Referencia de hipervínculo no válida. 
7. BIBLIOGRAFÍA .............................................................................................. 167 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
I. CAPITULO 
 6 
1.1. INTRODUCCION 
Disciplinas como la Botánica, Química, Ingeniería, Biología molecular, y otras dependen de los 
análisis químicos, debido a que las personas trabajan en estas áreas necesitan resolver problemas 
con respecto a los materiales con los cuales trabaja. Por tanto, la Química Analítica es el estudio 
del análisis de materiales con objeto de determinar su composición elemental y molécula. 
El analista químico además de resolver problemas específicos descubre nuevos métodos para 
ello; esto requiere de conocimientos profundos de varias áreas de la química, Biología, 
Estadística, y Física. Para llevar a cabo análisis químicos se requiere un conocimiento mas 
profundo sobre diversos detalles. 
Es de gran importancia el saber que la Química Analítica es una ciencia de tipo práctico que 
requiere del uso de laboratorios. 
En el estudio de esta ciencia se debe tener presente que las estrategias y métodos utilizados se 
basan en una amplia gama de experimentos. 
1.2. Algunas definiciones 
Inevitablemente, habrá que emplear muchas palabras técnicas, frases, abreviaturas y acrónimos. 
Estos son de utilidad porque suelen ser más precisos y permiten comunicar ideas con más 
eficiencia que el lenguaje menos especializado. A continuación se incluyen algunas 
definiciones fundamentales de mucho uso en la práctica y en la literatura del análisis químico. 
Identificación, determinación, análisis, ensayo, cuantificación y analito 
Los elementos, iones y compuestos se identifican en una muestra. Por ejemplo, se puede decir 
que un analista ha identificado penicilina en un antibiótico. Cuando se determina la cantidad de 
penicilina de la muestra, a menudo se emplea la palabra cuantificación para describir el 
proceso. 
Cuando se desea determinar qué fracción de la muestra corresponde a determinado material/ se 
emplea la palabra ensayo o determinación. El nombre del material es el analito; por ejemplo, 
si se va a determinar la cantidad de un elemento específico y/o compuesto (como por ejemplo 
cantidad de carbono en el hierro), se dice que se va a efectuar un ensayo para determinar 
carbono, y esta sustancia o elememnto es el analito. 
Validación 
. Por ejemplo es probable que un analista desarrolle un nuevo procedimiento para medir la 
cantidad de cobalto en muestras de hígados de animales. A continuación debe validar el nuevo 
método demostrando que sus resultados concuerdan con los que se obtienen al aplicar 
procedimientos antiguos ya aceptados. 
Sin embargo cuando el procedimiento se aplica a un tipo distinto de muestra es probable que 
surjan problemas inesperados. Tal vez la muestra contenga algún componente que dé lugar a un 
resultado incorrecto. Cuando eso ocurre se dice que dicho componente provoca interferencias. 
Al desarrollar análisis químicos casi siempre se observará que surgen problemas debido a 
especies que interfieren o sustancias interferentes. 
Métodos, protocolos y técnicas 
El método o protocolo es una secuencia fija de acciones que se llevan a cabo. A menudo en la 
literatura se encuentran referencias a métodos estándar aprobados por agencias reguladoras 
como la U.S. Environmental Protection Agency (Agencia de Protección Ambiental 
Estadounidense). Estos métodos son específicos para usarse con objeto de determinar ciertos 
analitos en muestras específicas y comúnmente definen los requerimientos de manejo de la 
muestra y las técnicas analíticas que deben emplearse. 
 7 
1.3. Cómo resolver un problema 
Para resolver un problema analítico se sigue una secuencia general de pasos con objeto de 
desarrollar los protocolos y decidir qué técnicas analíticas pueden emplearse. Una vez que se 
define el problema, el primer paso consiste en decidir qué método esapropiado para 
determinar el analito de interés. Por ejemplo, supóngase que afuera del laboratorio se 
encuentran 120 toneladas de mineral por analizar. Antes de decidir el método que se va a 
aplicar, debe tomarse una muestra que represente el contenido de la pila. ¿Cómo obtener una 
muestra de este tipo que pueda introducirse por la puerta? 
Figura1.1 Diagrama que muestra la aplicación de la metodología de análisis químico para 
resolver un problema 
A continuación debe decidirse qué método aplicar para la preparación de la muestra. Éste se 
elige teniendo presente las características del método de ensayo. Por ejemplo, supóngase que el 
método elegido sólo permite medir alguna propiedad de una solución acuosa pero la muestra 
son 10 kg de trozos sólidos de mineral en una cubeta en el laboratorio. ¿Cómo proceder? 
Además, en caso de que algunas interferencias presentes en la muestra preparada resulten 
nocivas para llevar a cabo el ensayo elegido, deben eliminarse antes de efectuar dicho ensayo 
siempre que sea posible. Si algunas interferencias no pueden eliminarse, se tendrán en cuenta 
 8 
sus efectos corrigiendo los resultados. Ambos pasos mencionados requieren de cierto 
conocimiento de la química descriptiva del analito. es una de las herramientas de razonamiento 
más importantes para el análisis químico. 
Es preciso entender los fundamentos de los equilibrios competitivos, que forman parte de la 
química descriptiva, para comprender el análisis químico. Usualmente, las pruebas estadísticas 
nos ayudan a decidir hasta qué grado conocemos la respuesta numérica a la pregunta analítica. 
Se lleva a cabo el análisis estadístico de los resultados, ya que no todos los análisis que se 
realizan, ni todas las muestras que se toman, son exactamente iguales todo el tiempo. Para 
evaluar este tipo de variaciones, por lo general se tratan tres o más muestras del mismo material 
y se ensayan en forma conjunta. Posteriormente, las medidas cuantitativas pueden indicar qué 
tan confiables son los resultados. 
1.4. Medidas básicas 
Se emplean distintas medidas para los diferentes estados físicos y los diversos niveles de 
concentración,. En general, las unidades de dichas medidas constituyen un sistema bastante 
complicado, aunque se han realizado intentos de estandarizar las unidades, que dieron como fru-
to el surgimiento del Sistema Internacional de Unidades (SI). 
Masa atómica 
Las masas atómicas son un conjunto de números relativos, cuyos valores absolutos dependen 
de un estándar definido, la masa del isótopo 12C. A éste se le asigna una masa exactamente de 
12, y 1/12 de dicha masa se conoce como unidad de masa atómica (uma). Las masas atómicas 
suelen llamarse pesos atómicos. Aunque puede argumentarse que el término peso atómico es 
menos correcto que el de masa atómica, en forma cotidiana y para análisis químicos no hay una 
diferencia fundamental. 
El mol 
Uno de los conceptos fundamentales en química, el mol se define como un número específico 
de unidades o un peso que contiene dicho número de unidades. Un mol contiene 6.0221367 X 
1023 partículas de cualquier tipo; esta cifra se conoce como número de Avogradro. El mol se 
utiliza para medir átomos, iones, moléculas o unidades, como por ejemplo en una fórmula 
química. 
Considerada como masa, el mol es el peso de la fórmula masa (en uma) expresado en gramos, y 
su nombre común es peso fórmula. Por ejemplo, 12 g exactos de 12C constituyen un mol de 12C. 
Esta es la definición más usual; además, hay otras dos definiciones específicas de uso frecuente 
y que probablemente el lector conozca. Cuando las partículas son átomos, el peso molecular se 
llama peso atómico o peso atómico-gramo. Si la partícula (o fórmula) es una molécula, el peso 
se llama peso molecular o peso molecular-gramo. Estos tres nombres se abrevian p.f, p.a y 
p.m, respectivamente. 
1.5. Medidas de composición: unidades de contenido 
Para caracterizar la composición de materiales que no están formados por un compuesto puro 
de tipo único, se emplean cuatro tipos fundamentales de expresiones. Estas se muestran en la 
tabla 1.1 y se describen a continuación. 
Medidas de peso-peso 
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
 9 
Las medidas de peso-peso (p/p) expresan la razón del peso de un componente y el peso del 
todo. El porcentaje en peso, que se abrevia %peso o %(p/p) es la razón del peso de un 
componente como parte de toda la mezcla expresada como porcentaje, o sea, 
 
muestra la de masa
componente del 
/%
masa
pp 
 
y deben emplearse las mismas unidades de masa. Ocasionalmente la expresión % (p/p) se llama 
partes porcentuales. 
Tabla 1.1 Unidades de contenido 
Componente medio en Total de la muestra medido en Nomenclatura Abreviatura 
Peso* Peso Peso-peso Peso/peso 
Peso* Volumen Peso-volumen Peso/v 
Volumen Volumen Volumen-
volumen 
V/v 
Número Volumen Molaridad, 
Normalidad 
M,N 
*Es más correcto decir masa, pero casi siempre se emplea el término peso en expresiones como 
peso-peso 
Ejemplo 
Una muestra pesa 1.2304 gramos y contiene 0.1012 g de hierro. ¿Cuál es el contenido de hierro 
en % en peso? 
Solución 
0822.0
2304.1
1012.0

 
del total, y tiene 
0.0822 X 100 = 8.22 % en peso de hierro en ella. 
Cuando la muestra contiene una cantidad menor de algún componente que pueda expresarse de 
manera conveniente como % en peso/ la siguiente unidad más pequeña que se utiliza son partes 
por millar (que se abrevia ppt o %o) y es análoga a las partes porcentuales. 
Ejemplo: 
Una muestra pesa 1.2304 gramos y contiene 0.0101 g de europio. ¿Cuál es el contenido de 
europio en partes por millar? 
Solución 
0882.0
2304.1
101.0

g
 
y del total, tiene 
Usuario
Resaltado
 10 
0.0082 X 1000 = 8.2 %o de europio en ella. 
Las fracciones más pequeñas se describen en las partes por millón (ppm). 
610
muestra de gramos
analito de gramos
xppm 
 
Las partes por billón (ppb) y las partes por trillen (ppt, pptr) se definen de manera similar, 
pero la proporción se multiplica por 109 o 1012, respectivamente. Obsérvese que puede existir 
confusión entre las abreviaturas de partes por millar y partes por trillen, si ambas se abrevian 
como ppt. Esta confusión se evita empleando la abreviatura pptr. 
Tabla 1.2 Unidades que se emplean con nayor frecuencia para expresar el contenido 
Nombre 
Abreviatura Peso/peso Peso/v v/v 
Partes por millar % o ppt mg/g Mg/mL ML/L 
Partes por millar Ppm ug/g ug/mL NL/mL 
 mg/kg Mg/L UL/L 
Partes por billón Ppb ng/g ng/mL NL/L 
 ug/kg ug/L 
Medidas de peso-volumen 
Al realizar una medida de peso-volumen el peso del componente se compara contra el volumen 
total de material. Generalmente el peso se expresa en gramos y el volumen en mL. En la tabla 
1.2 se mencionan éstas y otras unidades de uso común. 
Se puede ampliar el uso de las medidas de peso/v para incluir el porcentaje, escrito como % 
peso/v, y también para ppm (peso/v) y ppb (peso/v). Sin embargo, las medidas de ppm y ppb 
sólo pueden emplearse si se transforman las unidades a g/mL o kg/L. Si estas unidades no se 
hubiesen fijado convencionalmente/ las medidas ppm y ppb resultarían ambiguas. 
Ejemplo: 
¿Qué porcentaje de peso-volumen de proteína se obtiene al disolver 1.25 g de proteína en 250 
mL de solución? 
Solución 
100
soluto devolumen 
soluto de masa
/% xvpeso 
 
(1.25 g/250 mL) X 100=0.5% 
Se realizan cálculos similares para ppm y ppb. 
Ejemplo: 
¿Cuál es la concentración en peso-volumen (peso/v) en ppm, de sodio en una solución que 
contiene 2.500 mg de Na+ en 500.0 mL?11 
Solución 
Una vez transformada la masa a gramos, se calculan las ppm según la definición anterior. 
)/(000.5
0.500
10500.2
10
3
6 vpesoppm
mL
gx





  
Como la densidad de los disolventes varía con la temperatura, si se desea transformar medidas 
(peso/peso) a (peso/v), es necesario conocer la densidad de la solución. 
Ejemplo 
Una solución stock (madre) de KI contiene 107.6 g de KI por litro. La densidad de la solución a 
20°C es 1.0781 g mL-1. ¿Cuál es la concentración de la solución en % (peso/v) y en % 
(peso/peso)? 
Solución 
Para encontrar el % (peso/v), basta con transformar el volumen de litros a mL. 
peso/v%76.10100
10
6.107
100/%
3


x
mL
gKI
x
mLsolución
gsolución
vpeso
 
Para asegurar que la transformación a % (peso/peso) sea correcta, hay que tener en cuenta las 
unidades empleadas. En este caso, la medida peso/v de g mL-1 de KI se convierte en (peso/peso) 
multiplicando por mLg-1, el recíproco de la densidad. 
)/%(98.9100
0993.0
100
0781.1
11076.0
100100)/%(
pesopesox
gsolución
gKI
x
g
mL
x
mL
gKI
x
gsolución
gsoluto
x
gsolución
mLsolución
x
mLsolución
gsoluto
pesopeso


 
Una ventaja de emplear agua como disolvente es que para soluciones diluidas, las medidas de 
peso/peso y peso/volumen son prácticamente equivalentes. Por ejemplo, ppm (peso/v) y ppm 
(peso/peso) pueden considerarse prácticamente iguales, ya que 1 mL de solución acuosa diluida 
pesa casi exactamente un gramo. (Por definición a 4°C, un cm3 de agua pesa exactamente un 
gramo.) Esta equivalencia de peso/peso y peso/v para soluciones acuosas no es válida para 
soluciones más concentradas, ni tampoco cuando el disolvente no es agua. 
Por último, otras dos medidas comunes peso/v que probablemente resulten conocidas para el 
lector son la molaridad y la normalidad. No obstante, también se consideran como medidas de 
número-volumen. 
Medidas de número-volumen 
La molaridad (M) se define como el número de moles de soluto en un litro de solución y es una 
medida de número con respecto a volumen. (Como el mol puede ser un peso, también se 
considera medida de peso-volumen.) 
Ejemplo 
Se disuelven 2.354 g de KNOa en exactamente 250 mL de solución total. ¿Cuál es la con-
centración molar de la solución? 
Solución 
 12 
Como el pe so molecular del KNO3 es 101.1 g mol
-1, 
M
L
gmolg
0931.0
250.0
1.101/354.2 1

 
En las reacciones ácido-base y de óxido-reducción, no es necesario conocer las propiedades 
químicas de la muestra para medir el número de moles de protones o electrones transferidos por 
litro de solución. Por lo que respecta a transferencia de protones, la masa de reactivo que 
transfiere un mol de protones se llama equivalente. De manera similar, la masa de un reactivo 
de óxido-reducción que puede transferir un mol de electrones también se llama equivalente. Los 
equivalentes por mol son una medida peso/peso que constituyen una cifra pequeña y entera. 
El número de equivalentes contenidos en un litro de volumen se llama normalidad. Para un 
reactivo o analito con estequiometría conocida, la normalidad se relaciona con la molaridad 
mediante la ecuación siguiente: 
normalidad = molaridad x (número de equivalentes mol-1 ) (1-1a) 
Para reacciones ácido-base, 
normalidad = molaridad x (equivalentes de protones mol-1 ) (1-1b) 
Ejemplo 
Compare las normalidades de una solución uno molar de ácido acético y una solución uno molar 
de ácido sulfúrico. 
Solución 
El ácido acético tiene la fórmula H3CCOOH y cada molécula tiene cuatro protones. Sin 
embargo, la química descriptiva del ácido acético en agua indica que dona sólo uno de ellos. 
CH3COOH + H2O  H3O
+ + CH3 COO
- 
Como un mol de ácido acético dona solamente un equivalente de protones en agua, su 
normalidad es igual a su molarídad. 
Por otra parte, el ácido fuerte H2SO4 puede donar dos protones a una base. Una solución uno 
molar de ácido sulfúrico contiene dos equivalentes de protones y actúa como solución dos 
normal. 
En las reacciones de óxido-reducción, el número de equivalentes es igual al número de moles de 
electrones que en realidad se donan o son aceptados en la reacción. La ecuación general para 
normalidad redox es 
normalidad = molaridad x (equivalentes de e- transferidos mol-1 (1-1c) 
Ejemplo: 
El permanganato se emplea como reactivo en diversos análisis. Reacciona donando cinco 
electrones para formar el ion manganeso: 
OHMnMnOHe 2
2
4 485 

 
¿Cuál es la normalidad del KMnO4 0.1 M? 
Solución 
 13 
Como cada mol de ion permanganato dona cinco moles de electrones, su normalidad equivale a 
cinco veces el valor de su molaridad. De modo que una solución 0.1 M de permanganato es 0.5 
N en estas condiciones ácidas. 
Uno de los beneficios de emplear la normalidad como medida del contenido, es que no es 
necesario conocer las propiedades químicas de la especie donante. Por ejemplo, es difícil 
escribir ecuaciones de reacción para soluciones muy complejas. Pero al emplear la normalidad, 
se puede estandarizar el reactivo para encontrar los equivalentes de protones o electrones en un 
volumen dado. 
Medidas de volumen-volumen 
Un tercer tipo de medida de contenido expresa el volumen de un componente como parte del 
volumen total de material. Esta medida volumen-volumen se expresa de manera muy similar a 
los dos tipos anteriores: porcentaje en volumen (% v/v) y también ppt(v/v), ppm(v/v) y 
ppb(v/v). Se emplea con mayor frecuencia para los componentes líquidos de una muestra 
líquida o los componentes gaseosos de una muestra de gases. En la tabla 1.3 se indican algunas 
expresiones de medidas de volumen-volumen. 
Hay otra medida volumen-volumen que se emplea con frecuencia juntamente con análisis 
químicos. Se escribe en la notación de razones: por ejemplo, metanol-agua 1:2. Esto significa 
que un volumen de metanol se mezcló con el doble de dicho volumen de agua, para constituir 
una solución. Estas medidas se emplean con frecuencia en instrucciones para preparar 
disolventes mixtos. 
1.6. Diluciones 
A menudo es conveniente mantener soluciones stock (madre) de reactivos en el laboratorio. 
Una solución stock (madre) es más concentrada que la solución que se emplea en algún paso del 
análisis. Hay muchos motivos para emplearla, entre ellos la facilidad y velocidad de preparación 
de reactivos analíticos menos concentrados; 
la estabilización de algunos materiales que se deterioran al estar más diluidos, y para evitar el 
desperdicio de reactivos higroscópicos, que absorben agua en contacto con la atmósfera. 
La cantidad de solución stock (madre) necesaria para preparar la solución de reactivo deseada es 
fácil de calcular, pues la cantidad total de soluto no se modifica al diluirla. Es decir, 
cantidad de soluto = concentración x volumen (1-2) 
y la cantidad de soluto permanece fija. Otra forma más sencilla es 
deseadadeseadastock C x VCx stockV
 (1-3) 
Ambas medidas de volumen, Vtock y Vdeseada tienen unidades idénticas, como por ejemplo, mL o 
L. De manera similar, ambas concentraciones, Cstock y Vdeseada tienen unidades idénticas, como 
por ejemplo M, mM, N o ppm. 
Ejemplo 
Se cuenta con una solución stock (madre) de ácido nítrico concentrado 10.0 M. ¿Cuántos mL de 
esta solución se requieren para preparar 500 mL de una solución de ácido nítrico 0.50 M? 
Solución 
Igual que para cualquier dilución de líquidos, se emplea la ecuación (1-3). 
 14 
deseadadeseadastock C x VCx stockV
 
M 0.500 x 500x10.0M mLVstock 
 
Vstock=25.0mL 
Este método se basa simplemente en la ley de conservación de la masa. 
El métodode diluciones en serie en general es mejor para obtener un litro de solución ácida 
diluida. Como su nombre implica, se realiza primero una dilución y después otras posteriores. 
Supóngase que ya se preparó una solución 0.100 M de HC1, la cual está 10000 veces más 
concentrada que la que se desea. ¿Cómo se procede? ¿Se toma 0.100 mL de la solución 0.100 M 
y se diluye a 1.00 L? Se podría hacer esto, pero tampoco es muy fácil medir con exactitud 0.100 
mL (tal vez se medirían 0.102 mL o 0.098 mL). Por otra parte, es posible realizar dos diluciones 
a 100 mL: se toma 1.00 mL de la solución 0.100 M y se diluye para obtener 100.0 mL de 
solución 1.00 mM, y posteriormente se diluyen 10.0 mL de esta solución para obtener 1.00 L de 
la solución final. 
Ejemplo 
Empleando las dos diluciones a 100 mL de la solución 0.1 M, compruebe que se obtiene 1.0L 
de ácido 10 uM. 
Solución 
Se diluye 1.00 mL de solución stock (madre) a 100.00 mL para obtener la primera solución 
diluida. Después se toma 1.00 mL de dicha solución y se diluye a 100.0 mL para obtener la 
solución final. A continuación se describen los dos pasos 
finalsolución 10
1
finalsolución 100
dilución primera 1
 x 
dilución primera 100
1
4 mL
mLstock
mL
mL
mL
mLstock

 
De modo que efectuar dos diluciones equivale a diluir 1 mL a 104 mL. 
Por supuesto, también se podría efectuar otra serie de diluciones, como por ejemplo 1:200 y 
después 1:50. Lo que se requiere es obtener el volumen y la concentración deseados. 
Evidentemente, en algunas series de diluciones se usa más disolvente que en otras, y la serie 
elegida dependerá del costo del disolvente y del nivel deseado de precisión en la solución final. 
Ejercicios 
1.1 ¿Cuál es la molaridad de K+ en una solución que contiene 
(a) 75.6 pg K3Fe(CN)e en 25uL de solución? Resp. 2.8 x10
-8 
(b) 62.4 ppm(peso/v) de K3Fe(CN)6 Resp. 5.7x10
-4 
1.2 Calcule lo siguiente para 250 mL de una solución que contenga 0.250 g MgCL • 2H2O: 
(a) % (peso/v) Resp. 0.10% 
(b) ppm(peso/v) Resp. 1000ppm 
(c) molaridad Resp. 7.62x10-3 
1.3 Calcule lo siguiente para una solución de NaCl 0.100 M: 
 15 
(a) masa de NaCl en 5.00 mL Resp. 2.83x10-2 
(b) % (peso/v) Resp. 0.585% 
1.4 El H2SO4 concentrado tiene gravedad específica de 1.84 y contiene 96.0% de H2SO4 en 
peso. ¿Qué molaridad tiene esta solución? Resp 18.0M 
1.5 Una tableta de 200 mg del fármaco ibuprofeno (p.m. 306.3) contiene 20 mg de fármaco y lo 
demás de vehículo. 
(a) ¿Qué porcentaje peso/peso de la tableta es ibuprofeno? Resp. 
(b) ¿Cuál es el porcentaje peso/peso de vehículo? 
(c) ¿Qué cantidad de ppm (peso/peso) de la tableta es material activo? 
1.6 El suero de sangre humana promedio contiene 2.2 mM K+y77.5mMCl-. 
(a) ¿Cuáles son sus concentraciones (peso/v) en ppm? Resp. 86ppm K+, 2750ppm Cl- 
(b) ¿Cuáles son las concentraciones % (peso/peso) de potasio y cloruro, si se supone que la 
densidad del suero es 1.005 g/mL a la temperatura del cuerpo? 
1.7 Se agrega la mitad de un recipiente de un litro (0.500 L) de líquido refrigerante para verano 
a 4.5 L de refrigerante que ya se encuentra en el radiador de un automóvil. ¿Cuál es el 
porcentaje (volumen/volumen) de refrigerante en el sistema? Resp. 0.10% 
1.8 ¿Cuántos mL de solución de HNO3 (densidad 1.3393 g mL
-1) que contiene 55.00% de HNO3 
en peso se necesitan para preparar 1800 mL de solución 0.3100 N? Resp. 47.73mL 
1.9 Se considera que el agua es "dura" cuando contiene 100 ppm (peso/v) de CaCO3. 
(a) ¿Cuántos mg de Ca+2 y cuántos mg de CO3
-2 hay en 0.5 L de una solución de 100 ppm de 
carbonato de calcio? Resp. 20mg Ca+2 , 30mg CO3
-2 
(b) ¿Cuál es la molaridad de la solución? Resp. 0.10M 
1.10 Cierta impureza del aceite para motor forma un lodo en las bujías cuando se encuentra en/ 
o por encima de, los niveles de 100 ppm (peso/v). ¿Cuántos mg de impureza habrá en un cuarto 
de aceite? (1.06 cuartos = 1 L) Resp. 94.3 mg 
1.11 En muchos estados en los Estados Unidos se considera que una persona está legalmente 
intoxicada cuando su sangre contiene 0.1% de etanol (v/v). ¿Qué volumen de etanol en sangre 
es suficiente para producir intoxicación legal en una persona de 70 kg con un volumen 
sanguíneo total de 5.45 L? Resp. 5.45 mL 
1.12 Cierto metal compuesto novedoso tiene una densidad de 2.543 g/cm3. Las fibras de grafito 
constituyen 14.4 partes por millar del compuesto (peso/peso). ¿Qué peso de una lámina 
constituida por 35.00 kg de este material compuesto corresponde al grafito? Resp. 504g 
1.13 Se agita un salero dos veces, y se obtiene 150 mg de NaCl, que se agregan a un recipiente 
que contiene 0.75 L de agua caliente en la estufa. 
(a) ¿Cuál es el contenido de Na+1 y Cl- en el agua en g/L y en mg/mL? Resp. 0.078g/L, 0.120 
g/L 
(b) ¿Cuáles son las concentraciones molares de Na+ ,Cl- y NaCl? Resp. Todas son 3.42mM 
 16 
(c) Si se toma una muestra de 10.0 mL de la solución, ¿cuál será su contenido en ppm de sal 
(peso/v)? 
1.14 Se encuentran 40 pelos de rata con peso de 0.15 mg cada uno en una muestra de grano de 
1.00 kg, ¿cuál será el contenido peso/peso de pelos de rata en mg/kg y ppm? Resp. 6 ppm 
1.15 Calcule los gramos de soluto necesarios para preparar 250 mL de las soluciones siguientes: 
(a) K4Fe (CN)6 0.100 M Resp. 9.21g 
(b) Na+ 2.00 ppm (peso/v) (usando NaCl) Resp. 1.27 mg 
(c) Na+ 2.50 ppb (peso/v) (usando Na2SO4) 1.93 μg 
1.16 Se emplea el compuesto 2,6-diclorofenol indofenol (p.m. 256) que se abrevia DCIP, en un 
análisis para determinar la cantidad de vitamina C. En la reacción se transfieren dos electrones 
por mol de DCIP. ¿Qué normalidad tendrá una solución de 250 mL que contenga 15.0 mg de 
DCIP? 
.17 Indique la normalidad de las siguientes soluciones, 
(a) HC1 0.01 M Resp. 0.01N 
(b) H2SO4 0.05M 0.1N 
(c) NaOH 0.04M 0.04N 
(d) Mg(OH)2 0.02M 0.04N 
1.18 En una reacción el ion yodato puede reducirse o también aceptar un protón. Las reacciones 
generales para estos procesos son 
12H+ +2 IO3 
- + 10 e- = I2 + 6 H2O redox 
 HIO3 =H
+ +IO3
- ácido-base 
Si hay 5.2 g de KIO3 en 1.00 L de solución, 
(a) ¿Qué molaridad tiene la solución de yodato? Resp. 0.024 
(b) En una reacción de óxido-reducción, ¿cuál será la normalidad de la solución? Resp. 0.12N 
(c) En una reacción ácido-base, ¿cuál será su normalidad? Resp. 0.024N 
1.19 Los óxidos metálicos reaccionan con H2O para producir el hidróxido correspondiente. Si 
se disuelven 1.50 g de BaO en agua para producir 200 mL de solución, ¿cuál será la normalidad 
de la solución básica? Resp. 0.0980N 
1.20 Cierto ácido es 0.620 N. ¿A qué volumen debe diluirse 1.000 L para obtener una solución 
0.500 N? Resp 1.24L 
1.21 Suponga que está trabajando en un laboratorio mal equipado que sólo tiene pipetas de 
10.00 mL y matraces volumétricos de 100.0 mL. Comenzando con una solución 0.15 M de 
sodio/ ¿qué pasos de dilución emplearía para obtener una solución 1.5 X 10-6 M? Resp. Fac. dil 
105 
1.22 Conociendo las siguientes [X], encuentre pX. 
 17 
(a) [H+] = 0.010 M Resp. 2 
(b) [H+]=1.00X10-5M Resp. 5 
(c) [K+] = 2.5 X 10-3 M Resp. 5.62x10-4 
(d) [OH-] = 0.453 M 0.344 
1.23 Conociendo los siguientes valores de pX, encuentre [X], 
(a) pH = 6.00 Resp. 1x10-6 
(b) pH = 3.503 Resp. 3.14x10-4 
(c) pCa = 3.25 Resp. 5.62x10-4 
(d) pOH = 11.05 Resp. 8.9x10-12 
1.24 Se hacen reaccionar 25.00 mL de solución de HC1 con 0.2178 g de Na2CO3 6H2O puro y 
se reemplazan ambos átomos de sodio, ¿cuál es la normalidad del ácido? Resp. 0.08142N 
1.25 ¿Cuál es la molaridad de una solución de NaCl al 6.0% (peso/peso) si la gravedad 
específica de la solución resultante es 1.0413? Resp. 1.1M 
1.26 Se desea preparar una solución de ácido nítrico quecontenga 7.20% (peso/v) de HNO3. ¿A 
qué volumen deben diluirse 50.00 mL de solución concentrada de HNO3 (HNO3 al 75.00% 
[peso/peso] con gravedad específica de 1.4337) para obtener la solución al 7.20% 
(peso/v)?747mL 
1.27 Se tratan 50.02 mL de una solución acuosa que contiene solamente H2SO4 con un exceso 
de solución de BaCl2, se obtiene un precipitado de BaSO4, que se filtra y se seca, y se encuentra 
que pesa 1.2930 g. Asumiendo que la pequeña cantidad de BaSO4 disuelta sea despreciable, 
¿cuál es la molaridad de la solución original de H2SO4 Resp. 0.1108M 
1.28 Se disuelven 7.932 g de BaO, 3.976 g de NaOH y 1.682 g de Na2O en suficiente agua para 
obtener 1000.0 mL de una solución alcalina especial. Calcule la normalidad de la solución con 
respecto a una titulación ácido-base. Resp. 0.2572N 
1.29 Describa la preparación de 100 mL de una solución que contenga 1.00 ppb de Cd2+' 
empleando agua deionizada, pipetas de 10.00 mL, matraces volumétricos de 100 mL y 
una masa de nitrato de cadmio mayor de 10 mg.Resp. Se disuelven 21.0 mg. Para 
obtener 100mL de solución, se llevan a cabo cinco diluciones a la décima parte 
1.7. PREPARACIÓN DE MUESTRAS PARA EL ANÁLISIS. 
 
Una vez que se ha seleccionado una muestra bruta, es necesario tomar una muestra de 
laboratorio y analizar porciones de prueba individuales. Si la muestra bruta es un 
líquido, un polvo fino o una suspensión, puede ser lo suficientemente homogénea para 
obtener de ella directamente una muestra de laboratorio. Si se trata de un fragmento 
sólido, se le debe pulverizar. Los sólidos pueden pulverizarse con mortero y pistilo, 
como los que se muestran en la figura 1.2.. El mortero de ágata (u otros similares de 
porcelana, mullita o alúmina) se utiliza para pulverizar finamente partículas pequeñas. 
El molino de bolas es otro instrumento de molienda en el que la muestra se mezcla con 
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
 18 
esferas de una cerámica de alta dureza y se hace girar en un tambor también de cerámica 
para pulverizar finamente la mezcla. 
 
Antes del análisis, los sólidos suelen secarse a 110°C a presión atmosférica a fin de eliminar el 
agua absorbida. En algunos casos el agua se retiene en estas condiciones, y en otros casos la 
eliminación del agua causa cambios significativos en las propiedades de la muestra. El 
calentamiento puede provocar la evaporación de componentes volátiles de la muestra, o bien 
hacer que esta se descomponga. Algunas muestras simplemente se almacenan en un ambiente en 
el que se estabilicen a un nivel de humedad constante y reproducible. Una vez que se obtiene la 
muestra de laboratorio, se le disuelve para el análisis de los constituyentes deseados. Es 
importante disolver toda la muestra, o de lo contrario existirá la duda de sí se disolvió todo el 
analíto de interés. Si la muestra no se disuelve en condiciones moderadas, puede recurrirse a la 
digestión ácida o la fusión.. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1.2: Dispositivos de trituración 
1.8. HUMEDAD EN LAS MUESTRAS 
La presencia de agua en la muestra es un problema es un problema muy común y molesto con el 
que a menudo se ha de enfrentar el químico, especialmente en los sólidos; el contenido de agua 
variará con la humedad, la temperatura y el estado de subdivisión. 
1.8.1. Tipos de Agua en los Sólidos 
Clasificación realizada por Hillebrand y colaboradores: 
Agua Esencial 
Forma parte integral de la molécula o de la estructura cristalina de un sólido, y existe en 
cantidades estequiométricas. 
Una segunda forma, el agua de constitución, no se encuentra como tal en el sólido, sino que 
suele aparecer cuando éste se descompone por calentamiento. Esta la caracteriza el proceso: 
 
 HSO4  K2S2O7 + H2O 
 
Ca(OH)2  CaO + H2O 
Agua no Esencial. 
Este tipo de agua sirve para identificar los constituyentes químicos de la muestra, y por tanto no 
se presenta bajo ninguna clase de relación estequiométrica. El sólido la retiene con fuerzas 
físicas. Esta se clasifica en: 
Agua Adsorbida 
Es la retenida en la superficie de los sólidos en contacto con la humedad ambiental. La 
cantidad adsorbida depende la humedad, temperatura y superficie del sólido. 
Agua de Sorción 
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
 19 
Se encuentran en muchas sustancias coloidales como el almidón, proteínas, alquitrán, zeolita 
mineral y silica gel. El agua sorbida se encuentra como una fase condensada en los intersticios o 
capilares de los sólidos coloidales. 
Agua Ocluida 
Este tipo de agua queda aprisionada en bolsas microscópicas distribuidas de modo irregular a lo 
largo de los cristales sólidos. 
 
1.9. DISOLUCIÓN DE LA MATERIA INORGÁNICA CON ÁCIDO. 
En la tabla 1-3 se enumeran algunos ácidos comunes utilizados para disolver sustancias 
orgánicas. Los ácidos no oxidantes HCl, HBr, HF, H3PO3, H2SO4 diluido y HClO4 diluido 
disuelven metales por la reacción redox: 
2
2
H
n
MnHM n  
 Ec. (1.4) 
Los metales con potenciales de reducción negativos normalmente se disuelven; aunque algunos, 
como el aluminio, forman una capa protectora de óxido que inhibe la disolución. Muchos 
compuestos inorgánicos también se disuelven en ácidos concentrados calientes. En recipientes 
abiertos, de los ácidos calientes se pierden las especies volátiles que se forman por protonación 
de aniones como carbonato (H2CO3 - CO2), sulfuro (H2S), fosfuro (PH3) y borato (H3BO3). 
También pueden perderse otros compuestos volátiles, por ejemplo algunos haluros metálicos 
como SnCl4 y HgCl2, y ciertos óxidos moleculares como OsO4 y RuO4. El ácido fluorhídrico es 
especialmente útil para disolver silicatos a temperaturas cercanas a los 110°C. Pueden 
emplearse recipientes de vidrio o platino para todos excepto HF, para el cual se evita de vidrio y 
se prefieren recipientes de teflón, plata o platino. Para la mayoría de los fines deben emplearse 
ácidos de la mayor calidad posible, a fin de minimizar la contaminación de la muestra por el 
reactivo concentrado. 
Las sustancias que no se disuelven en ácidos no oxidantes pueden hacerlo en los ácidos 
oxidantes HNO3, H2SO4 caliente concentrado, o HClO4 caliente concentrado. El ácido nítrico 
ataca la mayoría de los metales, pero no Au y Pt, los cuales se disuelven en una mezcla 3:1 
(vol/vol) de HCl:HNO3, llamada agua regia. Oxidantes fuertes como Cl2 o HClO4 en HCl a alta 
temperatura disuelven sustancias tan resistentes como el iridio. Una mezcla de HNO3 y HF 
ataca los resistentes carburos, nitruros y boruros de Ti, Zr, Ta y W. El HClO4 caliente 
concentrado es un oxidante potente (y peligroso) cuyo poder oxidante se eleva agregándole 
H2SO4 concentrado y catalizadores como V2O5 o CrO3. 
 
En un útil procedimiento de digestión aplicable a sustancias orgánicas e inorgánicas se utiliza 
una bomba (un recipiente sellado) de digestión recubierta de teflón, que se calienta en un horno 
de microondas. El aparato de la figura 1.3 tiene volumen de 23 mL y puede usarse para digerir 
hasta 1 g de materia inorgánica a 0.1 g de materia orgánica, lo cual libera una gran cantidad de 
CO2(g) en hasta 15 mL de ácido concentrado. En un minuto, un horno de microondas doméstico 
incrementará a 200°C la temperatura del contenido de la bomba. Una característica de seguridad 
fundamental es que el montaje de la tapa se deforma y libera el gas del recipiente cuando la 
presión interna excede los 8 MPa (80 atm). La bomba para el calentamiento por microondas no 
puede manufacturarsede metal, pues este absorbe las microondas.. Una ventaja de las bombas 
en general es que se enfrían antes de abrirse, lo cual impide la perdida de muchos productos 
volátiles. 
 
Tabla 1.3: Acidos para disolución de muestras 
 
Acido Composición típica Observaciones 
 
HCl 
 
 
 
37% densidad 1.19 g/Ml 
 
Acido no oxidante útil para muchos metales óxidos, sulfuros, 
carbonatos y fosfatos. La composición de ebullición constante a 
109°C es HCl al 20%. 
 
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
 20 
HBr 
 
 
 
H2SO4 
 
 
 
H3PO4 
 
 
 
 
HF 
 
 
 
 
 
 
HClO4 
 
 
 
48-65% 
 
 
 
95-98%, densidad 1.84 g/mL 
 
 
 
85% densidad 1.70 g/mL 
 
 
 
 
50%, densidad 1.16 g/mL 
 
 
 
 
 
 
60-72%, densidad 1.54-1.67 
 
 
 
Similar al HCl en sus propiedades como solvente, La composición de 
ebullición constante a 124°C es HBr al 48% 
 
Buen solvente a su punto de ebullición, de 338°C. Ataca los metales, 
y deshidrata y oxida compuestos orgánicos. 
 
El ácido caliente disuelve óxidos que son insolubles a otros ácidos. Se 
hace anhídrido por encima de los 150°C. Se deshidrata a ácido 
pirofosfórico (HPO3-o-PO3H) a más de 200°C, y se deshidrata aún 
más a ácido metafosfórico ([HPO3]n) arriba de los 300°C. 
 
Utilizado principalmente para disolver silicatos, formando SiF4. Este 
producto y el exceso de HF se elimina agregando H2SO4 o HClO4 y 
calentando. La composición de ebullición constante a 112°C es HF al 
38%. Se utiliza en recipientes de teflón, plata o platino. Es 
extremadamente nocivo cuando entra en contacto con la piel o se 
inhala. 
 
No es oxidante cuando está frío o diluido, pero caliente y concentrado 
es un oxidante de gran potencia (y explosivo), especialmente útil para 
materia orgánica que ya ha sido oxidada parcialmente por HNO3 
caliente. La composición de ebullición constante a 2203°C es HClO4 
al 72%. Antes de usar HclO4, la muestra debe evaporarse casi a 
sequedad varias veces con HNO3 caliente para destruir toda la materia 
orgánica posible. 
 
Figura 1.3: Estructura del microondas 
 
 
 
 Tapa liberadora 
 de la presión 
 
 
 Anillo de teflón 
 Recipiente 
 de teflón 
 camisa 
 
 
 
 
 
 
1.10. DISOLUCIÓN POR FUSIÓN DE SUSTANCIAS INORGÁNICAS. 
 
Las sustancias que no se disuelven en ácidos suelen disolverse en un fúndente inorgánico 
derretido (tabla 1.4). La muestra, finamente pulverizada, se mezcla con 5 a 20 veces su masa de 
fúndente sólido, y se realiza la fusión (derretimiento) en un crisol de platino a una temperatura 
entre 300 y 1200°C en un horno o sobre un mechero. Después se disuelve la muestra completa 
en un periodo de un minuto a algunas horas, y el material fundido se deja enfriar lentamente. 
Antes de que este se solidifique, el recipiente puede agitarse con movimientos circulares para 
distribuir la masa en solidificación como una capa delgada en las paredes. La masa sólida se 
disuelve después en un solvente apropiado, por lo común ácido acuoso diluido. Una desventaja 
importante de los fundentes es que puede introducirse impurezas debido a la gran cantidad de 
reactivo sólido empleado. Si parte del problema puede disolverse en ácido antes de la fusión, 
ello debe hacerse. Entonces el componente insoluble se disuelve en el fundente, y las dos 
porciones se combinan para el análisis. 
 
Cuerpo 
externo no 
metálico 
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
 21 
Uno de los fundentes más comunes es el Na2CO3, cuya reacción con los silicatos puede 
representarse por medio de las siguientes ecuaciones. 
Fusión: 
 
MSiO3 + Na2CO3  Na2SiO3 + MCO3 (o bien MO + CO2) (1.5) 
 
Disolución: 
Na2SiO3 + MCO3 + 4H
+  H2SiO3 + 2Na
+ + M2+ + H2CO3 (1.6) 
 
Los fundentes suelen clasificarse en ácidos, básicos y anfotéricos (que tienen propiedades tanto 
ácidas como básicas). En la tabla 5, los fundentes básicos son Na2CO3, NaOH, KOH, Na2O2 y 
LiBO2. Los fundentes ácidos son K2S2O7, B2O3, Li2B4O7 y Na2B4O7. Los fundentes básicos se 
utilizan de preferencia para disolver óxidos ácidos de Si y P. Los fundentes ácidos son más 
adecuados para óxidos básicos de metales alcalinos, alcalinoterreos, lantánidos y Al. El KHF2 es 
un fundente útil para óxidos de lantánidos. Sulfuros, algunos óxidos, algunas aleaciones de 
hierro y de platino y algunos silicatos requieren un fundente oxidante para disolverse. Con este 
fin, suele ser adecuado el Na2O2 puro, pero también puede emplearse Na2CO3 complementado 
con oxidantes como KNO3, KClO3 o Na2O2. El ácido bórico es un fundente especial que puede 
convertirse a una forma volátil después de la fusión y eliminarse completamente. El fundente 
solidificado se trata con 100 mL de metanol saturado con HCl gaseoso y se calienta ligeramente. 
El B2O3 se convierte en B(OCH3)3, el cual se evapora. El procedimiento se repite varias veces, 
si es necesario, para eliminar todo el boro. 
1.10.1. DESCOMPOSICIÓN DE SUSTANCIAS ORGÁNICAS. 
 
El análisis de los elementos presentes en sustancias inorgánicas suele comenzar con la 
destrucción química de los compuestos orgánicos. En términos generales, los procedimientos se 
clasifican como calcinación seca cuando no participan líquidos en la destrucción del 
componente orgánico, y calcinación húmeda cuando se utilizan líquidos. En ocasiones, la fusión 
con Na2O2 (llamada oxidación de Parr) o con metales alcalinos puede realizarse en una bomba. 
El análisis por combustión (un tipo de calcinación seca), la materia orgánica se quema en un 
chorro de O2, usualmente con la ayuda de un catalizador para completar la transformación del 
carbono en CO2 y del hidrógeno en H2O. Cada uno de estos productos se colectan por separado, 
y se mide su cantidad. 
 
También es posible utilizar variaciones del análisis por combustión para medir nitrógeno, 
halógenos y azufre en compuestos orgánicos. En este último caso, la corriente de productos con 
SO2 y SO3 se hace pasar por H2O2 acuoso a fin de convertir el azufre en H2SO4, el cual se titula 
con base patrón. 
 
 
 
 
Tabla 1.4: Fundentes para disolución de muestras. 
 
Fundente Crisol Usos 
 
 
Na2CO3 
 
 
 
Li2B4O7 o LiBO2 o 
Na2B4O7 
 
 
NaOH o KOH 
 
 
 
Pt 
 
 
 
Pt, grafito aleaciones de Au-
Pt, Au-Rh-Pt. 
 
 
Au, Ag 
 
 
 
Para disolver silicatos (arcillas, rocas, minerales, vidrios). Óxidos resistentes, 
fosfatos insolubles, sulfatos. 
 
Se emplea boratos individuales o mezclados para disolver aluminosilicatos, 
carbonatos y muestras con alta concentración de óxidos básicos. El B4O7 se 
denomina tetraborano, y el BO4 borano. 
 
Disuelve silicatos y SiC. Se produce espuma cuando se elimina H2O del 
fundente, de modo que lo mejor es prefundir el fundente y después agregar la 
mezcla. La capacidad analíticaes limitada por las impurezas presentes en 
 
 
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
 22 
 
 
Na2O2 
 
 
 
 
 
 
 
K2S2O7 
 
 
 
B2O3 
 
 
Li2B4O7+Li2SO4 
(2:1) p/p) 
 
 
Zr, Ni 
 
 
 
 
 
 
Porcelana, 
SiO2, Au, Pt 
 
 
 
Pt 
 
 
Pt 
NaOH y KOH. 
 
Esta base fuerte es un potente oxidante, útil para silicatos que no se disuelve 
Na2CO3. También se emplea para aleaciones de hierro y de cromo. Dado que 
ataca lentamente los crisoles, es un buen procedimiento recubrir el interior de 
los crisoles de Ni con Na2CO3 fundido, enfriar y agregar el Na2O2. El 
peróxido se funde a menor temperatura que el carbonato, lo cual protege el 
crisol contra el fundente. 
 
El pirosulfato de potasio (K2S2O7) se prepara calentando KHSO4 hasta que se 
evapora toda el agua y cesa la formación de espuma. De manera alternativa, 
el persulfato de potasio (K2S2O8) se descompone en K2S2O7 al calentarse. 
Util para óxidos resistentes, pero ni silicatos. 
 
Util para óxidos y silicatos. Su principal ventaja es que el fundente puede 
eliminarse por completo como metilborato [(CH3O)3B], volátil mediante 
varios tratamientos con HCl en metanol. 
 
Ejemplo de mezcla potente para disolver silicatos y óxidos resistentes en 10 
a 20 min a 1000°C. Un gramo de fundente disuelve 0.1 g de muestra. La 
muestra final solidificada se disuelve con facilidad en HCl 1.2 M 
 
1.11. CONVERSIÓN EN CONTENIDO DE SUSTANCIA SECA 
 
Al calcularlos análisis de minerales, silicatos, y en general diversos materiales técnicos que 
contienen humedad exterior o higroscópica, el resultado del análisis se convierte en sustancia 
seca. 
 
Se llama sustancia seca (o absolutamente seca) a la suma de todos los componentes del 
producto sin la humedad exterior o higroscópica. Tal sustancia puede obtenerse eliminando 
humedad exterior e higroscópica por el secado del material a peso constante, como regla, a 
temperatura de 105 – 110 0C. 
 
Se llama humedad higroscópica, la adsorbida por la sustancia a partir del aire circundante. A 
tiempo semejante la sustancia puede aparecer seca. 
Se llama humedad exterior (húmeda o mojada) a la humedad excesiva que contiene la sustancia 
además de la higroscópica. La humedad exterior puede eliminarse por el secado al aire, a 
temperatura ambiental, y la sustancia se transforma en secada al aire conteniendo únicamente la 
humedad higroscópica 
 
Pérdidas por calcinación P.p.c; durante la calcinación se evapora la humedad higroscópica, el 
agua de hidratación (químicamente combinada), el CO2 de los carbonatos, las impurezas 
orgánicas y algunas otras sustancias como por ejemplo, SO3 de las impurezas de sulfatos, 
algunos cloruros, etc. Para calcular las pérdidas por calcinación, la humedad higroscópica, 
generalmente se excluye de la pérdida total de peso que se produce durante la calcinación de 
una porción pesada húmeda o esta última se seca previamente a 105 – 110 oC. La pérdida por 
calcinación se calcula, por regla general en tanto por ciento con relación al peso de la sustancia 
seca 
 
Ejemplo 1: 
El análisis de sulfato de sodio técnico dio los siguientes resultados (en %) 
 
Na2SO4 87.56 
 
NaCl 1.14 
 
H2O 11.30 
 
 100% 
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
 23 
Realizar la conversión del análisis en sustancia seca (el 11.30% de H2O constituye la suma del 
contenido de humedad higroscópica y exterior). 
Solución.- El contenido total de sustancia seca en el sulfato de sodio es igual a 100.00-11.30 = 
88.70%. El tanto por ciento de componentes aislados en la sustancia seca constituye: 
 
 87.56 * 100 
 %PNa2SO4 = = 98.71 
 88.70 
 1.14 * 100 
 %PnaCl = = 1.29 
 88.70 
 Total 100% 
 
Ejemplo 2: 
Fueron analizadas dos muestras de plomo: en la primera se hallaron el 1.56% de humedad y el 
24.02% de plomo; en la segunda el 0.58% de humedad y el 24.26% de plomo. ¿ Cómo se 
puede prepara estas dos muestras?. 
Solución: 
Para ello en ambas muestras es necesario convertir el contenido de plomo en sustancia seca. 
En la primera muestra 
 24.02 * 100 
 = 24.40 % de plomo 
100 – 1.56 
En la segunda muestra 
 24.26 * 100 
 = 24.40 % de plomo 
 100 – 0.58 
De aquí se puede sacar como conclusión de que ambas muestras son iguales en cuanto al 
contenido de plomo (se diferencian tan solo por el contenido de humedad). 
 
Ejemplo 3: 
El análisis de silicato dio los siguientes resultados en % (porcentaje) 
SiO2 ..............................53.91 MgO.......................0.47 
Al2O3.............................30.48 K2O........................2.11 
Fe2O3.............................. 0.88 Ppc.........................7.80 
TiO2............................... 0.74 H2O........................3.08% 
Ca O.............................. 0.53 
 100.00% 
Soluciòn 
SiO2 ..............................55.62 MgO.......................0.48 
Al2O3.............................31.45 K2O........................2.18 
Fe2O3.............................. 0.91 Ppc.........................8.05 
TiO2............................... 0.76 100.00% 
Ca O.............................. 0.55 
El contenido total de sustancia seca en el silicato es igual a 100 – 3.08 = 96.92%. Por eso, el 
tanto por ciento de todos los componentes al convertirse en sustancia seca cambia en relación 
100.00 
 
96.93 
Por ejemplo, el contenido de SiO2: 
 53.91 * 100 
 = 55.62% 
 96.92 
Ejemplo 4: 
 24 
Una porción pesada de arcilla de 1.012g secada al aire, durante la calcinación perdió 0.0868g de 
su peso debido a la humedad higroscópica y, sobre todo, a las pérdidas por calcinación. En otra 
porción pesada de la misma arcilla se ha determinado separadamente el contenido de humedad 
higroscópica, que resultó igual al 2.36%. 
Calcular las p r´didas por calcinación, realizando la conversión en sustancia seca. 
Solución 
 
Calculando el contenido de humedad higroscópica en gramos, se debe restarla de la magnitud de 
reducción total de peso durante la calcinación: 0.0868g. 
La magnitud de la pérdida por calcinación hallada de tal modo se debe expresar en tanto por 
ciento respecto a la porción pesada y convertiren sustancia seca: 
 
 
 
Ejemplo 5 
En la hulla se hallaron el 6.32 % de ceniza y el 2.88% de humedad. Calcular el tanto por ciento 
de ceniza en la hulla con una humedad elevada igual al 4.38 % 
Solución 
El contenido de sustancia seca en la primera muestra es: (a) 
 
100.00 – 2.88 = 97.12% 
 
Para la segunda muestra es: (b) 
El contenido de sustancia seca es: 
 
100.00 – 4.38 = 95.62% 
 
El contenido de ceniza en porcentaje para la segunda muestra, se lo determina en relación del 
6.32 % de la primera muestra 
 
 
 
 
Ejemplo 6 
Una muestra de hulla contiene el 2.7 % de humedad higroscópica y el 5.30 % de humedad 
exterior. 
¿Cuál es el contenido total de humedad en la muestra?. (El contenido de humedad higroscópica 
está calculado para la hulla secada al aire) 
Solución 
El contenido de sustancia seca es: 100.00 – 5.30 = 94.70% 
 
El contenido de humedad higroscópica se debe calcularen la hulla húmeda: 
 
 
 
 
%36.6
36.2100
100
012.1
100
100
36.2012.1
0868.0.. 






 
cpP
b
a
b
abceniza %22.6
%12.97
%62.95
%32.6% 
%56.2
%100
%70.94
%70.2.% higHumedad
 25 
Finalmente el contenido de humedad higroscópica calculado se suma al contenido de humedad 
exterior. 
 
% Humedadtotal = 2.56 + 5.30 = 7.86 % 
 
Problemas 
1. Una porción pesada de arcilla secada al aire perdió el 2.36% de su peso como el resultado 
del secado a 105oC. Luego dicha porción se redujo en 8.27% de su peso después de la 
calcinación.Calcular en (%) a) perdidas por calcinación para la sustancia absolutamente 
seca. b) pérdida por calcinación para la sustancia secada al aire. c) pérdida total que se 
producirá durante la calcinación de una porción pesada secada al aire.Resp a) 8.27% ; b) 
8.07%; c) 10.43% 
2. En la porción secada de 0.9870g de yeso, secada al aire, que contenía impurezas 
indiferentes, mediante el secado se hallaron 0.0114g. de humedad higroscópica y por 
calcinación ulterior, además, 0.2036g. de H2O de hidratación. Calcular el porcentaje de 
sulfato de calcio dihidratado en la porción pesada analizada, realizando la conversión en 
sustancia seca. Resp. 99.72% de CaSO4.2H2O 
3. La porción pesada de un silicato de 0.5268g. secada al aire, perdió 0.0109g. de su peso 
durante el secado a 105ºC. Otra porción pesada del mismo silicato de 0.4085g. secada al 
aire perdió 0.0214g.de su peso durante la calcinación. Calcular: a) El porcentaje % de 
humedad higroscópica en el silicato; b) pérdidas por calcinación, realizando la conversión 
en sustancia absolutamente seca. Resp.a) 2.07% de humedad higroscópica; 3.17% de 
pérdida por calcinación 
4. Fueron analizadas 2 muestras de mineral de zinc (Zn) en la primera muestra que contiene 
1.50% de humedad, se halló el 45.30% de zinc. En la segunda que contiene 0.67% de 
humedad, el 45.70% de zinc. ¿Cómo se diferencia estas muestras en cuanto al contenido de 
Zn en el caso de igual humedad? Resp.No se diferencian 1ª 45.99%, 2ª 45.97% el error 
relativo se puede despreciar 
5. El yeso como es fácil calcular por la formula CaSO4. 2H2O contiene el 20.93% de H2O de 
hidratación. ¿Qué porcentaje de agua de hidratación e higroscópica contiene una muestra 
de yeso con la humedad higroscópica es igual a 2.5%?. Resp. 22.91% 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 26 
II. CAPITULO 
2. TITULACION ACIDO - BASE 
 
Las titulaciones ácido base se utilizan de manera sistemática en todos los campos. 
TITULACION. En la titulación la sustancia que se va a analizar reacciona con un reactivo que se 
añade en forma de una solución concentrada conocida. 
 
La solución añadida se llama titulante y lo que se va a analizar se denomina titulada. Se 
determina el volumen de titulante necesario para que reaccione completamente con la sustancia 
a analizarse. 
 
Los requisitos de una titulación son los siguientes: 
1. Debe ser estequiométricos.- Es decir debe existir una reacción bien definida entre la sustancia 
que se va analizar y el titulante, por ejemplo: la titulación de ácidos acético en vinagre con 
hidróxido de sodio. 
2. La reacción debe ser rápida.- la mayoría de las reacciones debe reaccionar inmediatamente. 
HC H O NaOH NaC H O H O2 3 2 3 2 2    
3. No deben producirse reacciones secundarias.- La reacción debe ser específica, cuando 
hay sustancias que interfieren, deben removerse. 
4. Al terminar la reacción debe haber un cambio marcado de alguna propiedad de la 
solución. Puede consistir en un cambio de color en la solución, ciertas reacciones suelen 
presentar un incremento de pH al terminar la reacción. 
5. El punto en el cuál se ha añadido una cantidad estequeométrica el titulante recibe el nombre 
de punto de equivalencia que es el punto en el cual se observa que en la reacción el reactivo va 
añadido es igual a la sustancia buscada. 
El punto final es el cambio brusco de alguna propiedad del reaccionante mediante un indicador. 
6. La reacción debe ser cuantitativa.- Es decir el equilibrio de la reacción debe encontrarse 
desplazado hacia la derecha. Esto es necesario para que el cambio sea notable en el punto final y 
permita lograr la exactitud deseada. 
 
SOLUCIONES ESTANDARES.- La solución estándar se prepara disolviendo una cantidad 
exactamente pesada de algún material de alta pureza denominado estándar primario y diluyendo 
con volumen conocido con exactitud en una matriz volumétrica. 
Cuando un material no tiene la suficiente pureza otra alternativa es preparar una 
solución de concentración aproximadamente igual a la deseada que se estandariza o se 
valora empleando una cantidad pesada de algún estándar primario. Ejemplo: 
Como el hidróxido de Sodio no tiene pureza suficiente para preparar directamente una solución 
estándar del mismo, se valora titulándolo con un oxido estándar primario con el ftalato ácido de 
potasio (KAP) que puede prepararse con exactitud. 
En el estándar primario debe tener los siguientes requisitos: 
1. Debe tener pureza de 100% aunque se puede tolerar impurezas de (0.01 – 0.02 
%)cuando se conoce exactamente la cantidad. 
2. Debe ser estable a las temperaturas de secado y debe ser estable indefinidamente a 
temperatura ambiente. El estándar primario siempre se seca antes de pesarlo. 
3. Ausencia de agua de hidratación debido a que sufren fluorescencia. 
4. Debe ser de fácil adquisición y módico precio. 
5. Debe tener un peso equivalente elevado para evitar errores sistemáticos asociados. 
2.1. TRATAMIENTO DE LOS DATOS DE UNA TITULACIÓN. 
 
En esta sección se describen dos tipos de cálculos volumétricos. En el primero, se hace el 
calculo de la molaridad de las soluciones que se han valorado contra un patrón primario u otra 
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
Usuario
Resaltado
 27 
solución patrón. En el segundo, se calcula la cantidad de analítico presente en la muestra a partir 
de los datos de la titulación. Ambos tipos de cálculos se basan en tres relaciones algebraicas , 
que a su vez se basan en milimoles. La tercera ecuación es la relación estequeométrica del 
número de milimoles de analito en el número de milimoles de titulante. 
 
CÁLCULO DE MOLARIDADES A PARTIR DE LOS DATOS DE TITULACIÓN. 
 
En el ejemplo se muestra el tratamiento de los datos de una valoración. 
Ejemplo. 
La titulación de 0.2121 g de Na2C2O4 puro (134.00 g/mol)requirió 43.31 ml de KMnO4. 
¿Cuál es la molaridad de la solución de KMnnO4? La reacción químicaes: 
2MnO
4
+5C
2
O
4
 + 16H
+
  2Mn
2+
 + 10CO
2
 + 8H
2
O 
En esta ecuación se observa que la reacción estequeométrica es 
422
4
5
2
 tricaestequeomérelación 
OCmmolNa
mmolKMnO

 
La cantidad del patrón primario Na
2
C
2
O
4
 está dada por la ecuación 
422
422
422422
13400.0
1
*2121.0 :de Cantidad
OCgNa
OCmmolNa
OCgNaOCNa 
 (2-1) 
 
Para obtener el número de milimoles de KMnO
4
 se multiplica este resultado por el factor 
estequiométrico 
422
4
4224
5
2
*
1340.0
2121.0
 :de Cantidad
OCmmolNa
mmolKMnO
OCmmolNaKMnO 
 (2-2) 
La molaridad se obtiene entonces dividiendo entre el volumen de KMnO
4
 consumido por lo 
tanto 
 
CK MnO
mmolKMnO
mLKMnO
M
2 4
0 2121
013400
2 5
4331
0 01462
4
4
 
(
.
.
* / )
.
.
 (2-3) 
 
2.1.1. Determinación de la cantidad de analito a partir de los datos de 
titulación. 
 
Como se muestra en los siguientes ejemplos, el método sistemático recién descrito también se 
emplea para calcular las concentraciones de analito a partir de los datos de titulación. 
Ejemplo: 
El CO en una muestra de 20.3 L de gas se convirtió en CO
2
 haciéndole pasar por pentóxido de 
yodo calentando a 150°C. 
I
2
O5 (s) + 5CO(g)  5CO2(g) + I2(g) 
El yodo destilado a esta temperatura se recibió en un absorbente que contenía 8,25 mL de 
Na
2
S
2
O
3
 0.011M 
I ac S O ac I ac S O ac2 2 3
2
4 6
22 2( ) ( ) ( ) ( )     
El exceso de Na
2
S
2
O
3
 se tituló por retroceso con 2,16 mL de solución de I2 0.00947M. 
Calcúlense los miligramos de CO(28.01 /mol)por litro de muestra. 
Tomando como base las dos reacciones, de las relaciones estequeométricas son 
 28 
5
1 2
mmolCO
mmolI y 
2
1
2 2 3
2
mmolNa S O
mmolI Dividiendo la primera relación entre la 
segunda, re obtiene una tercera relación: 
 
5
2 2 2 3
mmolCO
mmolNa S O 
Esta relación indica que 5mmol de CO son los responsables del consumo de 2mmol de Na
2
S
2
O
3
. 
Así la cantidad total de Na
2
S
2
O
3
 es 
322
322
322322 01101.0*25.8 :de Cantidad
OSmLNa
OSmmolNa
OSmLNaOSNa 
 
= 0.09083 mmol de Na
2
S
2
O
3
 
La cantidad de Na
2
S
2
O
3
 consumida en la retrotitulación es. 
 
322
322
2
2
2322
Na
Na2
*00947.0*16.2Na :de Cantidad
OSmmol
OSmmol
mLI
mmolI
mLIOS 
 
=0.04091 mmol de Na
2
S
2
O
3
 
Ahora se obtienen los milimoles de CO empleando la tercera relación estequeométrica: 
 cantidaddeCO mmolNa S O
mmolCo
mmolNa S O
mmoldeCO
 

0 09083 0 04091
5
2
0 1248
2 2 3
2 2 3
, , *
, 
masadeCO mmolCO
mgCO
mmolCO
mg 0 1248
28 01
3 4956, *
,
, 
masadeCO
voldemuestra
mgCO
Ldemuestra
mgCo
L
 
3 4956
20 3
0 172
,
,
,
 
2.2. INDICADORES ÁCIDO/BASE 
 
Muchas sustancias naturales y sintéticas presentan colores que dependen del pH de la soluciones 
en que se disuelven. Algunas de estas sustancias que se han utilizado por siglos para indicar la 
acidez o alcalinidad de agua aún se emplean como indicadores ácido/base. 
Un indicador ácido/base es un ácido o una base orgánicos débiles cuya forma no disociada tiene 
un color diferente al de su base o ácido conjugados. Como ejemplo el siguiente equilibrio de un 
indicador de ácido, HIn ,típico 
 
HIn + H2O  In
- + H3O
+ 
Color color 
ácido básico 
 
 
En este caso la disociación del indicador se acompaña de cambios en su estructura interna y un 
concomitante cambio de color. El equilibrio para el indicador básico, In, es 
In + H2O  InH
+ + OH- 
Color color 
básico ácido 
Enfocaremos en el comportamiento de los indicadores de tipo básico ácido; aunque el análisis 
también se aplica a los indicadores de tipo básico. 
La expresión de la constante de equilibrio para la disolución de un indicador ácido toma la 
forma. 
 
  
 HIn
InOH
Ka

 3
   
 
 
In
HIn
KOH a3
Usuario
Resaltado
 29 
De aquí veamos que la concentración de ion hidronio determina la relación de las formas ácida 
y básica conjuga del indicador. 
El ojo humano es poco sensible a las diferencias de color en soluciones que contienen una 
mezcla de In- y HIn, en particular cuando la relación In- / Hin es poco más de 10 o de 0.1. 
Como consecuencia para el observador común el color que imparte a una solución un indicador 
típico parece cambiar rápidamente solo dentro de las relaciones de concentración que estan 
entre 10 y 0.1. A valores mayores o menores, para el ojo humano el color prácticamente se 
vuelve constante e independiente de esta relación. Por lo que se puede afirmar que el indicador 
promedio HIn exhibe su color ácido puro cuando 
 
Y su color básico cuando 
 
El color parece ser intermedio con relaciones de concentración entre estos dos valores. 
Estas relaciones varían considerablemente de un indicador a otro; además que las personas 
tienen distinta capacidad para distinguir los colores, estando una persona ciega al color. 
Si las dos relaciones de concentración se sustituyen en la ecuación 3-4, se puede estimar el 
margen de concentraciones de ion hidronio que se requieren para que ocurra un cambio 
completo en el color del indicador. Así, para el color completamente ácido. 
 
De manera, similar para el color puramente básico, 
 
Para obtener el libro del indicador, se toman los logaritmos negativos de las dos expresiones; 
 = -1 + pKa a -(-1) + pKa 
 
 intervalo de pH del indicador = pKa  1 
Por lo tanto, un indicador como una constante de disociación de 1x10-5 (pKa =5) muestra un 
típico cambio total de color cuando el pH de la solución en la que se disuelve cambia de 4 a 6 
(véase la figura 3.6). Una relación semejante para un indicador de tipo básico se puede obtener 
fácilmente. 
 
Indicadores ácido/base más comunes. 
 
La lista de indicadores ácido/base es grande, y comprende numerosas estructuras orgánicas. Se 
pueden conseguir indicadores al intervalo de pH que se quiera en la tabla (2-1 ) se da una lista 
de algunos de los indicadores más comunes así como los de sus propiedades. 
0bsérvese que los intervalos de transición varían entre 1.1 a 2.2 con un promedio cercano a 1.6 a 
1.6 unidades 
A una fuerza iónica de 0.1 
A = azul; I = incoloro; N = anaranjado; P = púrpura; R = rojo; Am = amarilllo 
(1) Tipo ácido: HIn + H2O  H3O
+ + In- 
 
  1
10

In
HIn
1
10
3 aKOH 

10
1
3 aKOH 

10
log10logint aa
K
aKindicadordelpHdeervalo 
 
  10
1

In
HIn
 30 
(2) Tipo básico In + H2O  InH
+ + OH- 
(3) para la reacción InH+ + H2O  H3O
+ + In 
 
En este punto la solución contiene simplemente la sal del ácido o de la base débil que se valora 
y el pH se tiene que calcular a partir de la concentración formal de esta sustancia, teniendo en 
cuenta su hidrólisis. 
Finalmente una vez pasado el punto de equivalencia existe en la solución un exceso de ácido o 
de la base fuerte valorante, este reprime el carácter básico - ácido de la sal formada y en 
consecuencia el pH depende principalmente de la concentración del exceso del valorante. 
Por ejemplo: se titula es ácido acético con una solución de NH4OH. La sal que se forma en este 
caso se hidroliza por la ecuación: 
 
 
 
Tabla