valoración de precipitación PDF

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resúmenes sobre la valoración de precipitación...

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TEMA “VOLUMETRIAS DE PRECIPITACIÓN” 10.1) INTRODUCCIÓN En las volumetrías de precipitación el reactivo y el ión valorado forman un compuesto poco soluble. La desaparición del ión valorado o del reactivo empleado fija el punto final de la valoración. Las aplicaciones de este tipo de volumetrías son menos numerosas que las volumetrías ácido-base o las Redox, y en la práctica se reducen a: -

Aplicaciones con Ag (I) como analito con halogenuros o viceversa, denominadas argentometrías. Valoración de sulfatos con BaCl2. Valoración de plomo (II) con MoO4-. Valoración de zinc con Fe(CN)64-.

Para que sea posible una volumetría de precipitación, es necesario que se cumplan una serie de requisitos: -

Reacción rápida y completa. Estequiométrica. Es decir, conocer la estequiometría de la reacción. Conocer exactamente el punto final de la valoración.

El mayor problema que presenta la segunda condición, debido a los fenómenos de coprecipitación de las impurezas presentes en el medio, como ye sabéis por el tema de gravimetría. 10.2) CURVAS DE VALORACIÓN Las veremos con un ejemplo: Valoración de 100 ml de NaCl 0.1 M con 0.1 M AgNO3: La reacción que tiene lugar es la siguiente: NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3 Definiremos un parámetro muy util para construir la curva de valoración el pCl = - log [Cl-]. Si representamos el pCl frente a los ml de AgNO3 añadidos, obtendremos la curva de valoración que será de la forma:

Cálculos de los distintos puntos: 1- Antes de añadir Ag+; x=0 Equilibrio: NaCl → Na+ + Cl- Esta totalmente disociado luego [Cl-] = [NaCl] = 0.1 M  pCl= 1 2- Antes del punto de equivalencia. VAgNO3= 25 ml

Equilibrio: Ag+ + Cl- → AgCl ↓ Todo lo que añadamos de Ag+ reaccionará con el Cl- de la disolución. V C  V AgNO C AgNO NaCl NaCl 3 3 [Cl ]= V V NaCl

AgNO

3

3- En el punto de equivalencia; x=1 En este punto se forma una cantidad de AgCl equivalente a la que habrá de NaCl, es decir, lo único que tenemos es AgCl (la de Na+ y NO3- no nos interesa para nada), luego la [Cl-] vendrá dada por el equilibrio de solubilidad. AgCl↓ → Ag+ + ClPs= [Ag+] [Cl-] = [Cl-]2 (porque en este punto [Ag+]= [Cl-] ya que se ha adicionado la cantidad justa ) [Cl-]= Ps pCl = ½ pPs 4- Pasado el punto de equivalencia. VAgNO3= 110 ml A partir de este punto disminuye la [Cl-] por efecto del ion común. Puesto que el equilibrio de solubilidad del precipitado, es de la forma AgCl↓ → Ag+ + Cl- al añadir mas Ag+, estamos desplazando el equilibrio en sentido izquierdo, luego, si añadimos p.ej. 110 ml de AgNO 3 tendremos un exceso de 10 ml de AgNO3. Ps = 210 Ps Ps= [Ag+] [Cl-]  [Cl-]= Ag  10 x 0.1 = 1/210 [Ag+] = 100  110 Si representamos pAg (-log Ag) frente a los ml de Ag+ (ml AgNO3) obtendríamos una curva inversa





La zona vertical debe ser lo más amplia posible. Esto dependerá de la concentración: - La curva se inicia a pCl mas bajo a medida que la concentración de analito sea mayor. - Ps determina el pCl del punto de equivalencia y de todos los puntos posteriores al P.E. - El pCl de los puntos de la curva a partir del P.E aumenta a medida que disminuye el Ps. 10.3) PRECIPITACIÓN FRACCIONADA Si hay dos iones M y N, que forman con A los compuestos MA y NA poco solubles, es posible valorar M en presencia de N si las diferencias de su producto de solubilidad alcanzan cierto valor que ahora calcularemos: Sean [M] [A]= PsMA y [N][A]= Ps NA. Si Ps MA< PsNA primero precipita MA porque es menos soluble que NA. Para cometer un error del 1% como máximo, el 99% de Ma deberá haber precipitado antes de que empiece a precipitar NA.

Si la concentración de [M] = 10-2 como máximo, la [A]= 100 Ps. Es necesario que con este valor de concentración de A no se alcance el producto de solubilidad de la segunda sal, es decir: [N]Ps1x100...