Efectos de la Temperatura sobre la constante de equilibrio (K)

Universidad de Guayaquil Facultad de Ingeniería Química Ingeniería Química Química Analítica
4to Semestre "C" Ariel Baque Onofre   Efectos de la Temperatura sobre la constante de equilibrio (K)   

La variación de equilibrio causada por un cambio de temperatura dependerá de si la reacción tal como esta escrita es exotérmica, o endotérmica.

Reacciones Exotérmicas

 Si la reacción es exotérmica se puede considerar al calor como uno de los productos, por lo que al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.

A  +  B    AB  +  calor

 Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha.

Reacciones Endotérmicas

 Si la reacción es endotérmica, el calor se considera como un reactivo.

A  +  B  +  calor    AB

 Por lo tanto, si se aumenta la temperatura se favorece un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha y si se disminuye, hacia la izquierda.

Ejemplo:
Para la siguiente reacción:

                4 HCl_(g)  +  O_2(g)   <---->   2 Cl_2(g)  +  2 H₂O_(g)

                    0,80         0,20                 1,60            1,60

los valores indicados corresponden a los moles de cada una de las especies cuando el sistema alcanza el equilibrio a 300ºC y una presión total de 629 atm. ¿A qué presión habrá que llevar al sistema para que se reduzca el número de moles de cloro a 1,00?

    El número de moles totales es n = 0,80 + 0,20 + 1,60 + 1,60 = 4,20 moles. Con éste valor y el de la presión total podemos determinar la presión parcial de cada gas
P_HCl = 629·(0,80/4,20) = 120 atm        P_Cl2 = P_H2O = 629·(1,60/4,20) = 239 atm
P_O2 = 629·(0,20/4,20) = 30,2 atm
        K_p =    _ (239)⁴___  = 0,52
                  (120)⁴·(30,2)
    Para que el número de moles de cloro (y de agua) se reduzca a 1,0 se tendrá que desplazar el equilibrio hacia la izquierda
               
                    4 HCl_(g)  +  O_2(g)   <---->   2 Cl_2(g)  +  2 H₂O_(g)  
                    0,80         0,20                 1,60            1,60
                        + 4x           + x                  - 2x             - 2x
siendo 1,60 - 2x = 1,0    luego x = 0,3
    En en nuevo estado de equilibrio el número de moles de todas las especies será:
      EQ.2       4 HCl_(g)  +  O_2(g)   <---->   2 Cl_2(g)  +  2 H₂O_(g)   
                     2,0             0,5                   1,0             1,0
n' = 2,0 + 0,5 + 1,0 + 1,0 = 4,5 moles
    Usando de nuevo la expresión de la constante de equilibrio, determinamos la nueva presión total:

        0,52 =  1  ·          (1,0/4,5)⁴                  de donde P = 1,1 atm
                    P    (2,0/4,5)⁴· (0,5/4,5)

Efectos de las concentraciones en la constante de equilibrio (K)

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4to Semestre "C" Ariel Baque Onofre   Efectos de las concentraciones en la constante de equilibrio (K)

Adición o eliminación de las cosas en equilibrio de la reacción efecto. Por ejemplo, los productos de adición de reactivos o la eliminación de aumentar el rendimiento del producto. Por el contrario, la adición de productos o la eliminación de sustancias reaccionantes aumentar el rendimiento de los reactivos. Yo otras palabras, en equilibrio primera situación se desplaza hacia la derecha y en equilibrio segunda situación se desplaza hacia la izquierda. 

Por ejemplo;

H₂(g) + I₂(g) ↔ 2HI(g)

Si se añade gas H₂ en el recipiente, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y el sistema de disminuir la concentración de H₂. (Principio de Le Chatelier)
Ejemplo:

Se ha encontrado que cuando la reacción:
                    3 NO₂  +  H₂O   <--> 2 HNO₃  +  NO
llega al equilibrio a 300ºC contiene 0.60 moles de dióxido de nitrógeno, 0.40 moles de agua, 0.60 moles de ácido nítrico y 0.80 moles de óxido nítrico. Calcular cuántos moles de ácido nítrico deben añadirse al sistema para que la cantidad final de dióxido de nitrógeno sea de 0.90 moles. El volumen del recipiente es de 1.00L.

    Con los moles existentes en el equilibrio podemos calcular la constante del mismo

                    3 NO₂  +  H₂O <--> 2HNO₃  +  NO
        Eq(1)     0.60        0.40            0.60        0.80

                    K_c =    (0.60)² ·(0.80)    = 3.3
                                (0.60)³ ·(0.40)

    Al añadir una cantidad de HNO₃ , que llamamos A, la reacción se desplaza hacia la izquierda hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio, en el cual tendremos:

                      3 NO₂   +     H₂O   <-->  2HNO₃      +  NO
        Eq(2)    0.60 + 3x    0.40 + x    0.60 + A - 2x    0.80 -x
sabiendo que 0.60m + 3x = 0.90  con lo que x = 0.10 moles
    Aplicando de nuevo la L.A.M. la única incógnita será A

                    3.3  =    (0.40 + A)²·(0.70)            A = 0.91 moles de HNO₃ se añadieron
                                  (0.90)³ · (0.50)

Efectos de la presion sobre la constante de equilibrio (K)

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4to Semestre "C" Ariel Baque Onofre    Efectos de la presion sobre la constante de equilibrio (K)

Las variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios en los que intervienen algún gas y cuando hay variaciones de volumen en la reacción.

En la reacción de formación del amoniaco, hay cuatro moles en el primer miembro y dos en el segundo; por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha:

N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} Û 2 NH_{3 (g)}

Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la concentración de las especies gaseosas y , por tanto, de la presión en el recipiente. Dicho aumento se compensa parcialmente si parte del N₂ y del H₂ se combinan dando NH₃, pues así se reduce el número total de moles gaseosos y, consecuentemente, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario.

Ejemplo:

La formación del trióxido de azufre por oxidación del dióxido es un paso intermedio en la fabricación del ácido sulfúrico.  La constante de equilibrio (K_p) de la reacción:
                        2 SO_2(g)  +  O_2(g) <--> 2 SO_3(g) es 0.13 a 830ºC.  En un experimento se hacen reaccionar 2.00 moles de dióxido de azufre con 2.00 moles de oxígeno. ¿Cúal debe ser la presión total de equilibrio para tener un rendimiento del 70% en trióxido de azufre?

    Escribimos de nuevo la reacción con los moles en el equilibrio
                        2 SO_2(g)  +  O_2(g)  <--> 2 SO_3(g)
    n(inic.)            2.00        2.00
    n(equi.)        2.00 - 2x    2.00 -x            2x
    n(totales) = 4.00 - x
    Por ser el redimiento del 70%  entonces 2x = 1.4  luego x = 0.7 moles
    Calculamos las fracciones molares de cada gas en el equilibrio:
    X(SO₂) = 0.6/3.3 = 0.18    X(O₂) = 1.3/3.3 = 0.40     X(SO₃) = 0.42
    Y aplicamos la expresión de la constante para calcular la presión total en el equilibrio:

            0.13 =         (0.42)²       ·   1        de donde P = 105 atm.
                        (0.18)² ·(0.40)      P

Grados API, Brix, GL

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Grados API

La medida de Grados API es una medida de cuanto pesa un producto de petróleo en relación al agua. Si el producto de petróleo es más liviano que el agua y flota sobre el agua, su grado API es mayor de 10. Los productos de petróleo que tienen un grado API menor que 10 son más pesados que el agua y se asientan en el fondo.

Grados Gay-Lussac

La graduación alcohólica o grado alcohólico volumétrico de una bebida alcohólica es la expresión en grados del número de volúmenes de alcohol (etanol) contenidos en 100 volúmenes del producto, medidos a la temperatura de 20 ºC. Se trata de una medida de concentración porcentual en volumen..

A cada unidad de porcentaje de alcohol en el volumen total le corresponde un grado de graduación alcohólica. Así, se habla de un vino con una graduación de 13,5° cuando tiene un 13,5% de alcohol, o sea, 135 ml de etanol por litro.

En las etiquetas de las bebidas alcohólicas, el grado alcohólico volumétrico se indica mediante la palabra «alcohol» o la abreviatura «alc.» seguida del símbolo «% vol.». En la etiqueta del ejemplo anterior la inscripción sería: "alc. 13,5 % vol. ".

La mezcla de las bebidas alcohólicas con refrescos u otras bebidas no alcohólicas rebaja su graduación alcohólica total.

Grados Brix

Los grados Brix (símbolo °Bx) miden el cociente total de sacarosa disuelta en un líquido. Una solución de 25 °Bx tiene 25 g de azúcar (sacarosa) por 100 g de líquido o, dicho de otro modo, hay 25 g de sacarosa y 75 g de agua en los 100 g de la solución.

Los grados Brix se miden con un sacarímetro, que mide la gravedad específica de un líquido, o, más fácilmente, con un refractómetro.

La escala Brix es un refinamiento de las tablas de la escala Balling, desarrollada por el químico alemán Karl Balling. La escala Plato, que mide los grados Plato, también parte de la escala Balling. Se utilizan las tres, a menudo alternativamente, y sus diferencias son de importancia menor. La escala Brix se utiliza, sobre todo, en la fabricación del zumo y del vino de fruta y del azúcar a base de caña. La escala Plato se utiliza, sobre todo, en la elaboración de cerveza. La escala Balling es obsoleta pero todavía aparece en los sacarímetros más viejos.

Densidad para gases

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Densidad para gases

Para poder determinar la densidad de un material, es necesario conocer el peso especifico de cada material, es decir la relación que existe entre (N/m3), esto es la masa multiplicada por la gravedad entre el volumen que ocupa; por otra parte es necesario mencionar que la densidad es la relación que existe entre la masa de un material y el volumen que ocupa y sus unidades son diferentes a las de el peso especifico, ya que están dadas en (kg/m3).las unidades de densidad y peso especifico se pueden expresar en la unidades del sistema ingles.

Para lo anterior tenemos lo siguiente:

Entonces de acuerdo a la formula anterior, podemos hacer una relación con la formula de los gases ideales, lógicamente sabiendo los principios de los gases ideales se hace la siguiente relación, entonces tenemos:

Entonces tenemos:

Pero trabajando con un sistema particular, en este caso de gases, tenemos lo siguiente:

r = densidad del gas; m = masa del gas; V = volumen del sistema; PM = peso molecular del gas;

R = constante universal de los gases; P = presión del sistema y T = temperatura del sistema. Todas las variables con sus unidades correspondientes.

Además de esto sabemos que la densidad de un gas esta en proporción directa a la presión e inversa a la temperatura la densidad de los gases se puede rescribir de presión inicial y presión final esto es:

Usando las formulas anteriores, podemos determinar la densidad de un gas, a continuación se presentan una serie de procedimientos, que se realizan , para determinados experimentos, estos tambien van ligados para la determinación de la densidad de un gas.

EN USOS INDUSTRIALES.

Medición de densidad continuo (Transmisor de densidad).

El medidor de densidad ha mostrado grandes ventajas e insuperables cualidades, cuando se trata de procesos, que por su complejidad necesita del monitoreo de la densidad con altos índices de precisión; ya que al hacerlo en línea se evita el uso de un laboratorio y toda la cantidad de muestras que se deban tomar, que aunque se tomaran a intervalos muy cortos, siempre tendríamos un desfasamiento entre la medición efectuada y la densidad real (actual) a través de la tubería, además que el detector envía una señal de control. Este tipo de medidores tienen gran demanda en la industria de la refinación de gasolinas y derivados del petróleo, por lo crítico de sus procesos y lo peligroso de las áreas donde se requieren, el procedimiento anterior se emplea en procesos complejos.

Prótico y Aprótico

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Disolventes Próticos y Apróticos

Los disolventes como el agua y el metanol se denominan disolventes próticos: contienen hidrógeno unido a oxígeno o nitrógeno, de modo que son lo suficientemente ácidos como para formar puentes de hidrógeno. Otros disolventes próticos solvatan los iones del mismo modo que el agua: los cationes, mediante pares no compartidos, los aniones por medio de puentes de hidrógeno.

En los últimos años se ha observado el desarrollo y uso creciente de disolventes apróticos: disolventes polares, de constante dieléctrica moderadamente elevada y que no contienen hidrógenos ácidos. Por ejemplo:

Estos disuelven compuestos iónicos, pero al hacerlo su acción difiere de un modo muy importante de la de los disolventes próticos: son incapaces de formar puentes de hidrógeno con los aniones.

Estos disolventes apróticos son altamente polares, con momentos dipolares varias veces mayores que el del agua. Como se indica en las fórmulas, en cada uno de nuestros ejemplos el polo negativo se halla sobre un átomo de oxígeno que sobresale de la molécula . Los pares de electrones no compartidos de estos átomos muy expuestos, cargados negativamente, pueden solvatar los cationes muy fuertemente.

Por otra parte, el polo positivo se halla sumergido dentro de la molécula. Debido a esta carga difusa y protegida, la molécula sólo solvata los aniones muy débilmente. Por tanto, los disolventes apróticos disuelven compuestos iónicos principalmente mediante la solvatación de cationes.

Partes por Millón

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Partes por Millón

Las Partes por millón (ppm) es una unidad de medida de concentración que mide la cantidad de unidades de sustancia que hay por cada millón de unidades del conjunto.

El método de cálculo de ppm es diferente para sólidos, líquidos y gases:

• ppm de elementos sólidos y líquidos: se calcula según el peso:
  

  Partes por Millón (ppm) =	peso de la sustancia analizada	· 106
  	peso total

• ppm de gases: se calcula según el volumen:
  

  Partes por Millón (ppm) =	volumen de la sustancia analizada	· 106
  	volumen total

Es una unidad empleada para la medición de presencia de elementos en pequeñas cantidades (trazas).

Para medición de concentraciones incluso todavía más pequeñas se utilizan las partes por billón (ppb).

Ejemplos de Partes por Millón: 

• Ejemplo 1: para medir la calidad del aire se utilizan las unidades ppm (partes por millón) y ppb (partes por billón). Ejemplos de niveles peligrosos:

• 9 ppm de Monóxido de carbono (CO): 9 litros de CO en 1 millón de litros de aire
• 5 ppb de Monóxido de nitrógeno (NO): 5 litros de NO en 1.000 millones de litros de aire

• Ejemplo 2: se han detectado 12 mg de sustancia radioactiva en un depósito de 3 m³ de agua. Calcular la concentración:
• Peso de sustancia analizada = 12 mg = 1,2·10^-5 kg
• Peso de los 3 m³ de agua = 3.000 kg
• ppm = (1,2 · 10^-5 / 3.000) · 10⁶ = 0,004 ppm
• ppb  = (1,2 · 10^-5 / 3.000) · 10⁹ = 4 ppb
• En este caso es más adecuado emplear la concentración ppb por ser extremadamente baja 

• Ejemplo 3: en un control sanitario se detectan 5 mg de mercurio (Hg) en un pescado de 1,5 kg. Calcular la concentración:
• Peso de mercurio = 5 mg = 5 ·10^-6 kg
• Peso del pescado = 1,5 kg
• ppm = (5 · 10^-6 / 1,5) · 10⁶ = 7,5 ppm 

Nota: las partes por millón también se le llama a un indicador de calidad en la industria, de manera que representa las unidades con defectos detectados por cada millón de unidades fabricadas.

Ejemplos de crenación

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Proceso de Crenación
Existen muchas circunstancias en las que la unidad viva más pequeña del planeta: la célula, puede morir. Sin embargo, una de las más conocidas es la crenación, un proceso que ocurre cuando la célula es expuesta a sustancias hipertónicas y se produce una diferencia en la presión osmótica que ejerce una solución sobre la misma, cuando ambas poseen una diferencia en las concentraciones de soluto.

Una sustancia hipertónica es aquella que presenta una cantidad mayor de soluto, por lo tanto cualquier célula que sea introducida en esa sustancia sufrirá una pérdida del agua (H₂O) que contiene en su interior. El agua de la célula se mantiene fluyendo en una sola dirección, o sea el exterior, hasta que la presión ósmica tanto de la célula como del ambiente externo, sean la misma.

Este proceso recibe el nombre de creación, y aunque las células no mueran necesariamente, también es posible que esto ocurra debido a una intensa deshidratación. En esta última circunstancia la célula termina por encogerse y arrugarse, debido a la falta de agua.

Es importante aclarar, que la crenación solo ocurre en las células animales, de manera específica en los eritrocitos o glóbulos rojos, en los que este proceso ocurre mediante ósmosis. En el caso de las células vegetales, se produce la plasmólisis, en la que la membrana citoplasmática y la pared celular se separan al colocarse la célula en una sustancia hipertónica. Vista por el microscopio es posible apreciar zonas blanquecinas irregulares dentro de la célula.

Los procesos contrarios a la crenación, en las células animales, y la plasmólisis, en las vegetales, son la hemólisis y la turgencia, respectivamente. Estas ocurren cuando ambos tipos de células son expuestas a una sustancia hipotónica, o sea, con poca concentración de soluto. En dicha circunstancia, las células absorben demasiada agua, de manera que pueden incluso reventar por el exceso de líquido.

Ley De Raoult y Henry

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Propiedades Coligativas de las Disoluciones

Leyes de Raoult y Henry

Disminución de la presión de vapor de las disoluciones. Ley de Raoult.

La presión de vapor de todas las disoluciones de solutos no volátiles y no ionizados (que no sean electrólitos) es menor que la del disolvente puro. Lo cual queda expresado por la ley de Raoult: La disminución de lapresión de vapor que se observa (cuando el soluto no es volátil ni fónico) en toda disolución con respecto a la del disolvente puro, es directamente proporcional al número de moléculas (fracción molar) del soluto porunidad del volumen del disolvente.

Este hecho se debe a que las moléculas del soluto dificultan la evaporación de las moléculas del disolvente que están en la superficie de la disolución al disminuir la presión de vapor tiene que elevarse al punto de ebullición de la disolución y disminuir su punto de congelación con respecto al del disolvente puro. Es decir, que si llamamos P1 a la presión del vapor de la disolución, Po a la presión de vapor del disolvente puro yn1 y n2 al número de moléculas por unidad de volumen de disolvente y de soluto, expresaremos matemáticamente la Ley de Raoult así:

(1)

donde n1 - fracción molar del disolvente 

La disminución de la presión es la diferencia entre la presión de vapor del disolvente (Po) la de la disolución (P1)

Por lo que según la ecuación (1)

P = Po - Pon1 = Po (1-n1)

Como n2 = fracción molar del soluto = 

Entonces:

P = Pon2

Ejemplo 1

Hallar la disminución de la presión del vapor de una disolución acuosa 0.1 molal a 25 ºC.

Respuesta

Se tienen 0.1 moles de soluto (n2) en 1000 g de H2O (por ser disolución molal) o sea en de H2O.

La fracción molar del soluto = n2 = 

A 25 ºC la presión de vapor del agua (ver Tabla 4-1) es 23.6 inm de Hg y aplicando la Ley de Raoult por ser disolución diluída

Ejemplo 2

En 300 ml de agua a 21 ºC se disolvieron 25 g de glucosa ( C6H12O6). Calcular: (a) la presión de vapor de la disolución, (b) la disminución en la presión de vapor. La presión de vapor del agua a 21 ºC es de 18.65 mm de Hg.

Respuesta

El número de moles de la glucosa (C6H12O6 P.M. = 180) será:

El número de moles de agua (H2O; P.M. = 18) será:

fracción molar del disolvente

La presión de vapor de la disolución P1 será:

a) P1 = n1Po = 0.99 X 18.65 - 18.47 mm de Hg

b) P = Po – P1 = 18.65 mm de Hg - 18.47 mm de Hg, = 0.18 mm de Hg

Disoluciones de gases en líquidos. (Ley de Henry).

La solubilidad de un gas en un líquido disminuye al aumentar la temperatura. Para una temperatura constante, la concentración de un gas poco soluble en un líquido o el peso de un gas disuelto en un determinado volumen de líquido, es proporcional a la presión parcial del gas (Ley de Henry), siempre que esté muy diluida la disolución y el gas no reaccione con el disolvente. La ley de Henry queda expresada algebraicamente por:

P = KMs

En donde p es la presión parcial del gas que está en la fase gaseosa sobre el líquido. Ms es la fracción molar del gas disuelto en la fase líquida y K la constante de la ley, de Henry que es característica del gas que va como soluto y depende de la temperatura.

Ejemplo 

A 20 ºC el oxígeno gaseoso se disuelve un poco en agua, satisfaciendo la constante de la Ley de Henry de 2.95 X 107. ¿Cuántas moles de oxígeno (O2) se disolverán en 1000 g de agua, en las condiciones atmosféricas ordinarias, donde la presión parcial del oxígeno, Po2 es de 0.21 atm?

Respuesta

De donde:

Concentracion de Soluciones

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Concentración de soluciones

La concentración se refiere a la cantidad de soluto que hay en una masa o volumen determinado de solución o solvente.  Puesto que términos como concentrado, diluido, saturado o insaturado son inespecíficos, existen maneras de expresar exactamente la cantidad de soluto en una solución. 

Molaridad

La molaridad se refiere al número de moles de soluto que están presentes por litro de solución.  Por ejemplo, si una solución tiene una concentración molar de 2.5M, sabemos que hay 2.5 moles de soluto por cada litro de solución.  Es importante notar que el volumen de solvente no es tomado en cuenta sino el volumen final de la solución. 

Molaridad = moles de soluto / litros de solución M = mol soluto / L solución

Ejemplo:

Calcule la molaridad de una solución que contiene 32g de cloruro de sodio en 0.75L de solución. 

Solución:

Primero se debe calcular el número de moles de soluto, dividiendo los gramos de soluto por la masa molar del soluto.

Moles Soluto = gramos soluto / masa molar soluto

Moles NaCl   =  32g NaCl   / 58.4g NaCl = 0.55 mol NaCl

Ahora, sustituyendo la fórmula M = mol soluto / L solución:

M NaCl = 0.55 mol NaCl / 0.75 L solución = 0.73 M

La concentración de la solución de cloruro de sodio es 0.73 M.

Molalidad

Otra unidad de concentración comúnmente utilizada es la molalidad, la cual expresa el número de moles de soluto por kilogramos de solvente utilizados en la preparación de la solución.  Si una solución tiene una concentración de 1.5 m, sabemos que contiene 1.5 moles de soluto por cada kilogramo de solvente.  En esta unidad, no es importante la cantidad final de solución que se obtiene. 

Molalidad = moles de soluto / kilogramos de solvente m = mol soluto /  kg  solvente

Ejemplo­:

Calcule la concentración molal de una solución que contiene 32g de cloruro de sodio en 10. kilogramos de solvente.

Solución:

En el ejemplo anterior se calculo que 32g de NaCl equivale a 0.55 moles de soluto.  Sustituimos la ecuación para molalidad, así:

m = 0.55 mol NaCl / 10. kg solvente = 0.055 m

La concentración de la solución de NaCl es de 0.055 m.

Normalidad

La normalidad es una medida de concentración que expresa el número de equivalentes de soluto por  litro de solución.  La definición de equivalentes de soluto depende del tipo de reacción que ocurre.  Para reacciones entre ácidos y bases, el equivalente es la masa de ácido o base que dona o acepta exactamente un mol de protones (iones de hidrógeno). 

Normalidad = equivalentes gramo de soluto / litros de solución N = equivalentes g soluto / L solución

Ejemplo:

Calcule la concentración normal de una solución que contiene 3.75 moles de ácido sulfúrico por litro de solución.

Solución:

Como cada mol de ácido sulfúrico es capaz de donar dos moles de protones o iones hidrógeno, un mol de ácido es igual a 2 equivalentes de soluto.  Puesto que hay 3.75 moles de soluto en la solución, hay 3.72 x 2 ó 7.50 equivalentes de soluto.  Como el volumen de solución es de 1 L, la normalidad de la solución es 7.50 N.

Otras unidades de concentración

La concentración de una solución también puede expresarse de las siguientes maneras:

Fracción Molar (Xi)	Xi = # moles de componente i        .        # total de moles de la solución
Porcentaje Masa/Masa (% m/m)	% m/m = gramos de soluto x 100           gramos de solución

UNIVERSIDAD DE GUAYAQUIL

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA

INGENIERÍA QUÍMICA

QUÍMICA ANALÍTICA

TRABAJO AUTÓNOMO

Docente: Ing. Manuel Fiallos C.

Estudiante: Ariel Baque Onofre   Curso: 4to Semestre "C"

Preparación de la muestra: un paso crucial para el

análisis por GC-MS

Objetivo: Conocer las etapas que se tienen que llevar acabo para determinar cromatográficamente los analitos de una muestra en específico y reconocer los errores más comunes que se cometen al aplicar estos métodos.

Introducción

La finalidad de muchas propuestas de investigación es buscar fondos para adquirir un equipo analítico nuevo y de alta tecnología. Entre las máquinas “obligatorias” en un laboratorio instrumental siempre figura un cromatógrafo de gases (GC) acoplado a un espectrómetro de masas (MS), GC-MS. En este instrumento, se unen dos poderosas técnicas, la de separación (GC) y la espectroscópica (espectrometría de masas, MS), que se usan no sólo para detectar y cuantificar los analitos de un extracto multicomponente sino para identificarlos. 

La técnica GC-MS, a pesar de sus grandes avances y desarrollos, multifuncionalidad, sensibilidad y reproducibilidad alta, así como la facilidad de manejo y robustez, posee una limitación inherente, que reduce el número de sustancias que puede analizar, porque no todos los compuestos pueden ingresar al sistema GC-MS, sin que se empeore su funcionamiento. Esta limitación está relacionada con la volatilidad, la termoestabilidad, la polaridad y el peso molecular alto de los analitos de interés.

Las limitaciones en cuanto a la naturaleza química de las sustancias “compatibles” con la técnica GC-MS, involucran la necesidad de su aislamiento previo (extracción) a partir de la muestra (matriz) real. En la mezcla multicomponente, se encuentran generalmente tanto los analitos “amenos” al sistema instrumental GC-MS, como los no aptos para este análisis. A menudo, los componentes de interés se encuentran en concentraciones a nivel de trazas y se necesita un procedimiento de enriquecimiento (concentración y limpieza) del extracto, para poder detectarlos. El tipo y la diversidad de mezclas complejas que se procesan, es muy amplio e incluye muestras ambientales (aire, aguas, suelos), de origen biológico (especies vegetales, tejidos, células, fluidos fisiológicos, etc.), alimentos y bebidas, productos de química combinatoria, artículos de uso personal, drogas y evidencias forenses (residuos de incendios, explosivos, pinturas, etc.), entre muchos otros. Entre los compuestos analizables por GC-MS figuran los de interés ambiental, aromas y fragancias, drogas y sus metabolitos, pesticidas, solventes, acelerantes de incendios maliciosos, explosivos, aditivos de bajo y mediano peso molecular presentes en distintos productos finales, en polímeros o alimentos y productos naturales, entre otros.

La cadena analítica contiene los siguientes pasos:

• Muestreo
• Preparación de la muestra
• Separación
• Detección
• Análisis de datos

En los últimos años el desarrollo de diferentes técnicas de extracción y de preparación de la muestra ha experimentado un incremento excepcional, gracias a su importancia para el análisis instrumental. La elección correcta de la técnica de extracción depende de muchos factores. Entre éstos, figuran: 

1.     la naturaleza de la matriz (origen, estado de agregación, homogeneidad, estabilidad y representatividad) y del analito a aislar (su volatilidad, polaridad, reactividad y termoestabilidad, en qué concentración se encuentra y cómo está distribuido en la matriz)

2.     El propósito mismo del análisis, i.e., cualitativo o cuantitativo. 

3.     La necesidad de la confirmación de la estructura química del analito (identificación por técnicas espectroscópicas).

4.     La premura del análisis, es decir, qué tan urgente es el resultado (por ejemplo, para determinar el tipo de veneno o sustancia tóxica en el jugo gástrico, para aplicarle rápido un antídoto correcto a un paciente intoxicado).

5.     Las implicaciones legales que pueden representar los resultados de análisis obtenidos (por ejemplo, en campos forense, ambiental, control de doping).

6.     es importante saber si el método de extracción es conocido, regulado o debe ser establecido, optimizado y validado. Para los análisis de extractos por GC-MS, lo más importante es tener el extracto “limpio” (sin componentes no compatibles con esta técnica) y suficientemente concentrado, para que los analitos se encuentren en él en la concentración conmensurable con los niveles mínimos de detección/cuantificación del sistema GC-MS respectivo.

Resumen de la revisión

Aplicación	Metodología	Identificación de los temas principales	Resultado	Referencia
Preparación de la muestra en los análisis GC y GC-MS	Utilización de técnicas extractivas de preparación de la muestra. Extracción líquido-líquido (LLE) y en fase sólida (SPE).	Métodos de preparación de muestra Análisis cromatográfico GC y GC-MS	Análisis de cada uno de los métodos cromatográficos Revisión de errores con los resultados de una muestra. Las fallas no son de los equipos sino de quienes los operan	Chicago

Conclusión

El éxito del análisis cromatográfico depende fuertemente de una preparación esmerada de la muestra. El analista debe tener en cuenta la naturaleza química de los analitos de interés y de la matriz que los contiene, para seleccionar la técnica de muestreo apropiada. Se han logrado grandes avances en miniaturización, integración, selectividad, eficiencia, reproducibilidad, reducción de costos y robustez de las técnicas de muestreo, extracción y concentración, pero siguen siendo indispensables ciertas prácticas de aseguramiento de la calidad de la cadena analítica, tales como el uso de blancos, sustancias testigo, etapas de limpieza y réplicas.