Fundamentos de Química Analítica: Conceptos Clave y Equilibrios

Fundamentos de la Metodología Analítica

• Desarrollo de metodología analítica: Dos respuestas correctas.
• Método teórico-experimental: Programación del experimento, medidas, obtención de datos, establecimiento inequívoco, clasificación y realización.
• Proceso analítico: Consta de selección, tratamiento, separación y tratamientos estadísticos.
• Muestreo: Consiste en la obtención de muestras representativas del problema analítico.
• Ecuación c_a = k · x + m: Establecer la relación entre los valores medidos por el instrumento y los valores conocidos bajo condiciones controladas.
• Etapa de optimización: Todas las respuestas son verdaderas.

Clasificación y Fuentes en Química Analítica

• Q.A. (Química Analítica): Puede clasificarse según la muestra y el analito en bioquímica, orgánica e inorgánica.
• Tamaño inicial de la muestra: Macro, semimicro, micro y ultramicro.
• Métodos clásicos e instrumentales: Volumétricos y gravimétricos (clásicos); espectroscópicos y electroanalíticos (instrumentales).
• Fuentes de información: Enciclopedias, obras generales, monografías, series y revistas científicas.

Equilibrios Químicos y Balances

• Molaridad: Moles de soluto / volumen de disolución (L).
• Equilibrio químico: Todas las respuestas son correctas.
• Equilibrios heterogéneos: Ambas respuestas son falsas.
• Concentración analítica: Suma de las concentraciones de todas las especies.
• Balance de masas: Surge de la premisa de que la materia permanece constante.
• Balance de carga: Tipo de balance que debe cumplir la condición de electroneutralidad.
• Balance de autoprotólisis: Incluye balance de carga (BC) y balance de protones (BP).
• Coincidencia de BC y BP: Ocurre bajo determinadas circunstancias.
• Balance de protones (BP): Las especies iniciales no se tienen en cuenta.
• Cálculo de BP: Se basa en el número de protones cedidos por dicha especie.

Ácidos, Bases y pH

• Concepto de ácido según Lewis: Especies con algún átomo con orbital vacío en la capa de valencia (CV) en el que acepta compartir electrones.
• Autoprotólisis o autoionización: Definición correspondiente a la opción más larga.
• Ecuación para calcular el pH de una base fuerte: pOH = -log C.
• Acidez de un catión: Depende de la relación carga-radio.
• Orden de acidez (menor a mayor): Sr < Ca < Mg.
• Estabilidad (mayor a menor): Fe > Co < Ni.
• Función reguladora (tampón): Mantiene el pH constante incluso cuando se añaden pequeñas cantidades de ácido o base.
• Capacidad reguladora: Se alcanza cuando [ácido] = [sal].
• Gráfica de valoración: El punto 3 representa el valor de pH del ácido débil (HA).
• Punto HA en gráfica: pH = pKa (ácido).

Complejos y Solubilidad

• Concepto de complejo: Especies formadas por un ion metálico (especie central) que actúa como ácido de Lewis.
• Velocidad de intercambio de ligandos: Ninguna de las anteriores.
• Equilibrios de formación de complejos: Constantes sucesivas, globales y/o condicionales.
• Equilibrio N + 2L ⇌ ML₂: β₂ = k₁ · k₂.
• Estabilidad de complejos: Comparar constantes de formación iguales.
• Balance de masas para ML₃: C_L = [L] + [ML] + [ML₂] + [ML₃].
• Punto de vista termodinámico: El quelato es la forma más estable.
• Complejo más estable: Ácido y base dura.
• Equilibrio concurrente: M²⁺ + OH^- ⇌ M(OH)⁺.
• Gráfica tema 5: Valor 0.220.
• Disolución iónica: Dos respuestas correctas.
• Kps de CaF₂: Kps = [Ca²⁺] · [F^-]².
• Solubilidad de Ag₃AsO₄: S = raíz de 4.
• Kps general: Kps < [M] · [A].
• Aumento de solubilidad: Aumenta con la temperatura, constantes dieléctricas y disminuye con el tamaño de partícula.
• Precipitación del 99,9% del ion: Todas las respuestas son correctas.
• Reacciones secundarias: Provocan un aumento de la solubilidad.
• Equilibrio heterogéneo de precipitación: Producto de solubilidad del precipitado multiplicado por el coeficiente de reacción secundaria.
• Adición de NaCl a AgCl: Aumento de precipitado.
• Adición de ADET a MsO₄: La respuesta correcta es "muy alto" (Kps 1/2).

Electroquímica y Redox

• Equilibrio Redox: El agente gana electrones y se reduce.
• Ag⁺/Ag y Zn²⁺/Zn: Tipo galvánico cuando el par de plata actúa como cátodo y el otro como ánodo.
• Celda galvánica: La reacción es espontánea; el ánodo (-) sufre oxidación y el cátodo (+) sufre reducción.
• Dismutación: 2Cu⁺ ⇌ Cu²⁺ + Cu⁰.
• Diagrama logarítmico de concentraciones Fe²⁺/Fe: a y b son correctas.
• Electrodo de referencia: Electrodo normal de hidrógeno.
• Diagrama pH-potencial redox (Ag⁺/Ag): Al disminuir [H⁺], el potencial redox condicional disminuye.