Esercizi di chimica analitica svolti e commentati
Gli esercizi di chimica analitica possono proporre la determinazione quantitativa di una specie tramite metodi volumetrici. Nella pratica spesso il titolante è aggiunto in eccesso e successivamente retrotitolato e/o in altri casi il suo titolo viene determinato tramite uno standard secondario.
Questi esercizi di chimica analitica che non sono puramente teorici sono risolti tenendo presente tutte le reazioni coinvolte e seguendo un ragionamento logico in quanto non si può ipotizzare un metodo generale di risoluzione. Sono proposti quindi esercizi guidati che possono essere di ausilio per inquadrare casi simili senza trovarsi in difficoltà nella loro risoluzione.
Gli esercizi di chimica analitica possono riguardare anche determinazioni gravimetriche. Gli esercizi sia di chimica analitica che di stechiometria vanno affrontati interpretando correttamente il testo e non possono essere risolti in modo meccanico.
Esercizi di chimica analitica
Calcolo della percentuale di ferro
1) Il ferro (II) viene ossidato a ferro (III) dal permanganato che si riduce a manganese (II) in ambiente acido.
Si vuole determinare la percentuale di ferro in un filo di acciaio di massa 1.51 g: il campione è solubilizzato in acido solforico diluito e la soluzione è portata a un volume di 250.0 cm3. Un’aliquota di questa soluzione di volume pari a 25.0 cm3 è titolata da 25.45 cm3 di una soluzione di permanganato di potassio 0.0200 M. Si calcoli la percentuale di ferro contenuta nel campione.
Innanzi tutto scriviamo le due semireazioni:
MnO4– + 8 H+ + e– → Mn2+ + 4 H2O
Fe2+ → Fe3+ + 1 e–
Poiché il numero di elettroni acquistati deve essere uguale al numero di elettroni persi moltiplichiamo la seconda semireazione per 5 e sommiamo membro a membro per ottenere la reazione bilanciata:
MnO4– + 8 H+ + 5 Fe2+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
Le moli di permanganato di potassio occorse per la titolazione sono pari a:
moli di KMnO4 = 0.0200 M∙0.02545 dm3 = 5.09 ∙ 10-4
Dalla reazione bilanciata si ha che il rapporto tra permanganato e ferro (II) è di 1:5 quindi:
moli di Fe2+ contenute in 25.0 cm3 = 5.09 ∙ 10-4∙ 5 = 2.55 ∙ 10-3
Le moli di Fe2+ contenute in 250.0 cm3 sono quindi pari a 2.55 ∙ 10-3 ∙250.0/25.0= 0.0255
Massa di ferro = 0.0255 mol∙55.845 g/mol= 1.42 g
% di ferro nel campione = 1.42 ∙100/1.51 = 94.1
Calcolo della percentuale di arseniato di potassio
2) Un campione impuro avente massa 620.0 mg contenente arseniato di potassio è analizzato per determinarne la sua percentuale. Il campione è solubilizzato in acqua e sono stati necessari 50.00 cm3 di nitrato di argento 0.1111 M per precipitare l’arseniato di potassio sotto forma di arseniato di argento. L’eccesso di nitrato di argento è stato retrotitolato con 12.00 cm3 tiocianato di potassio 0.1010 M. Si determini la percentuale di arseniato di potassio nel campione
L’arseniato di potassio in acqua si solubilizza dando ioni potassio e ioni arseniato:
K3AsO4 → 3 K+ + AsO43-
La reazione tra arseniato e nitrato di argento porta alla precipitazione dell’arseniato di argento:
3 AgNO3(aq) + AsO43-(aq) → Ag3AsO4(s) + 3 NO3–(aq)
Le moli di nitrato di argento sono pari a 0.05000 dm3 ∙0.1111 M = 5.555 ∙ 10-3
L’eccesso di nitrato di argento viene trattato con KSCN ed avviene la reazione che porta alla precipitazione del tiocianato di argento:
AgNO3(aq) + KSCN(aq) → AgSCN(s) + KNO3(aq)
Le moli di tiocianato di potassio che sono pari al nitrato di argento in eccesso sono pari a 0.01200 dm3 x 0.1010 = 1.212 ∙ 10-3
Le moli di nitrato di argento occorse per precipitare l’arseniato di potassio come arseniato di argento sono quindi pari a:
5.555 ∙ 10-3 – 1.212 ∙ 10-3 = 4.343 ∙ 10-3
Il rapporto stechiometrico tra arseniato e nitrato di argento è di 1:3 quindi le moli di arseniato di potassio sono pari a 4.343 ∙ 10-3/3 = 1.448 ∙ 10-3
La massa di arseniato di potassio è data da 1.448 ∙ 10-3 mol ∙256.2 g/mol= 0.3709 g
La percentuale di arseniato di potassio contenute in 620.0 mg di campione impuro è data da:
0.3709 ∙100/ 0.6200 = 59.82 %
Retrotitolazione
3) Un campione impuro avente massa 1.000 g contenente fluoruro di sodio è analizzato per determinarne la sua percentuale. Il campione è solubilizzato e ad esso sono aggiunti 50.00 cm3 di nitrato di calcio 0.1000 M per precipitare il fluoruro di sodio sotto forma di fluoruro di calcio. L’eccesso di calcio è retrotitolato con 24.20 cm3 di una soluzione di EDTA 0.05000 M. Si determini la percentuale di fluoruro di sodio nel campione
Il fluoruro di sodio in acqua si solubilizza dando ioni sodio e ioni fluoruro:
NaF → Na+ + F–
La reazione tra fluoruro e nitrato di calcio porta alla precipitazione del fluoruro di calcio:
Ca(NO3)2 (aq) +2 F–(aq) → CaF2(s) + 2 NO3–(aq)
Le moli di nitrato di calcio sono pari a 0.05000 dm3∙0.1000 M = 0.005000
Lo ione calcio in eccesso reagisce con l’EDTA secondo la reazione:
Ca2+(aq) + EDTA4-(aq) → CaEDTA2-(aq)
Le moli di EDTA sono pari a 0.02420 dm3∙0.05000 M = 0.001210 che sono pari alle moli di ione calcio in eccesso.
Le moli di calcio che hanno precipitato lo ione fluoruro sono quindi pari a 0.005000 – 0.001210 = 0.003790
Il rapporto stechiometrico tra ione calcio e fluoruro è di 1:2 quindi le moli di F– ovvero le moli di NaF sono pari a 0.003790 ∙2 = 0.007580
Massa di NaF = 0.007580 mol∙41.988 g/mol =0.3183 g
% di NaF nel campione = 0.3183 ∙100/ 1.000 = 31.83 %
Titolazione complessometrica
4) Un campione di massa pari a 700.0 mg contenente ossido di ferro (III) è trattato con 20.00 cm3 di EDTA 0.0500 M. L’eccesso di EDTA è titolato con 5.08 cm3 di una soluzione di rame (II) 0.0420 M. Calcolare la percentuale di Fe2O3 nel campione incognito
L’EDTA in eccesso reagisce con lo ione rame secondo la reazione:
Cu2+(aq) + EDTA4-(aq) → CuEDTA2-(aq)
Le moli di ione rame sono pari a 5.08 ∙ 10-3 dm3∙0.0420 M = 2.13 ∙ 10-4 che sono pari alle moli di EDTA in eccesso
Le moli di EDTA iniziali sono pari a 0.02000 dm3∙0.0500 M= 1.00 ∙ 10-3
La reazione tra ferro (III) ed EDTA è:
Fe3+(aq)+ EDTA4-(aq) → FeEDTA–(aq)
Le moli di EDTA che hanno reagito con il ferro (III) sono pari a 1.00 ∙ 10-3 – 2.13 ∙ 10-4 = 7.87 ∙ 10-4
Le moli di Fe2O3 sono quindi pari a 7.87 ∙ 10-4/2 = 3.94 ∙ 10-4
La massa di Fe2O3 è pari a 3.94 ∙ 10-4∙ 159.7 g/mol = 0.0628 g
% di Fe2O3 nel campione = 0.0628 ∙100/ 0.7000 = 8.98
