informe fisicoquimica 7

UNMSM-FQIQ _____________ Laboratorio de Fisicoquímica

EAP Genética y biotecnología

Jueves/ 8-11am/FQIQ/B

UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN MARCOS

Universidad del Perú, decana de América

FACULTAD DE QUIMICA E INGENIERIA QUIMICA

Laboratorio de Fisicoquímica

Mediciones Potenciométricas

Docente: José Manuel Churata Chávez

Fecha de realización: Jueves 5 de noviembre

Fecha de entrega de informe: Jueves 12 de noviembre

Integrantes:

Nombre Código

Ojanama Cruz Brenda 15100116

Velasquez Cruz Anny Mabel 15100118

Justino Templadera Sandra Susan 15100115

Lima -Perú

2015 II



Tabla de contenido

Tabla de contenido .............................................................................................. 2

Resumen ...............................................................................................................

Introducción ..........................................................................................................

Principios teóricos .................................................................................................

Detalles experimentales .........................................................................................

Materiales ......................................................................................................

Procedimiento ................................................................................................

Tabulación de datos y resultados experimentales ....................................................

Cálculos ................................................................................................................

Análisis y discusión de resultados...........................................................................

Conclusiones .........................................................................................................

Recomendaciones ..................................................................................................

Bibliografía ............................................................................................................

Apéndice ...............................................................................................................

Cuestionario ..........................................................................................................



Introducción

En la siguiente experiencia se midió el nivel de pH en diferentes soluciones

diluidas en el pH-metro (pehachimetro). Dichas mediciones fueron comparadas con

los resultados de pH obtenidos de los cálculos numéricos hechos en el presente

informe para ver las diferencias de estos dos tipos de métodos de obtener el valor

del pH

El pH es el término que indica la concentración de iones hidrógeno en una

disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. Se define como el

menos logaritmo de la concentración de iones hidrógeno.

La importancia del pH radica en que la acidez y la basicidad desempeñan un papel

fundamental en el comportamiento de ciertos sistemas químicos, biológicos,

geológicos; ya sea para el funcionamiento adecuado de las enzimas en el sistema

digestivo o los glóbulos blancos en el torrente sanguíneo.

Existen varias maneras de medir el pH. Un método es utilizando un aparato

llamado pH-metro (pehachímetro). Éste no hace otra cosa que medir una corriente

eléctrica en una solución; ya que la acidez (o la basicidad) de una sustancia está

estrechamente ligada con la concentración de cierto ión, también estará relacionada

con la corriente eléctrica que se puede generar en dicha sustancia, dado algún

voltaje.

Como vemos la determinación de pH es de mucha importancia no solo en el

laboratorio si no en la vida común, es por eso que presentamos este informe

esperando que sea de utilidad y agrado para el lector.



Principios teóricos

Tradicionalmente se han utilizado los indicadores para determinar el punto de

equivalencia en una valoración ácido-base. Sin embargo, teniendo en cuenta la

sensibilidad del ojo humano, en el mejor de los casos cuando el color del indicador en la

forma ácida es muy diferente al de la forma básica, se necesita al menos dos unidades

de pH para apreciar el cambio de coloración de la disolución. En la actualidad el avance

tecnológico y el abaratamiento de los precios ha permitido que los alumnos puedan

utilizar potenciómetros de bajo coste y sea posible registrar fácilmente la variación del

pH de la disolución al ir añadiendo el agente valorante. La representación del pH frente

al volumen adicionado ilustra el proceso de neutralización y permite una estimación

muy precisa del punto final de la valoración.

A continuación se describen los métodos para la estimación del punto final de una

valoración más fáciles de utilizar por el alumno haciendo uso de una hoja de cálculo

como Excel o Calc. Para la descripción de estos métodos se ha elegido la neutralización

de un ácido fuerte (HCl) con una base fuerte (KOH) ya que permite la realización de

cálculos directos sin recurrir a las constantes de equilibrio.



Métodos Potenciométricos

Se puede describir la potenciometría simplemente como la medición de un potencial

en una celda electroquímica. Es el único método electroquímico en el que se mide

directamente un potencial de equilibrio termodinámico y en el cual esencialmente no

fluye corriente neta. El instrumental necesario para las medidas potenciométricas

comprende un electrodo de referencia, un electrodo indicador y un dispositivo de

medida de potencial.

Electrodos de Referencia

En muchas aplicaciones es deseable que el potencial de media celda de uno de los

electrodos sea conocido, constante y completamente insensible a la composición de la

solución en estudio. Un electrodo con estas características, se denomina electrodo de

referencia.

Un electrodo de referencia debe ser fácil de montar, proporcionar potenciales

reproducibles y tener un potencial sin cambios con el paso de pequeñas corrientes. Dos

electrodos comúnmente utilizados que satisfacen estos requisitos son el Electrodo de

Calomel y el Electrodo de Plata-Cloruro de Plata.

Electrodos Indicadores

Junto con el electrodo de referencia se utiliza un electrodo indicador cuya respuesta

depende de la concentración del analito. Los electrodos indicadores para las medidas

potenciométricas son de dos tipos fundamentales, denominados metálicos y de

membrana. Estos últimos se denominan también electrodos específicos o selectivos para

iones.

Electrodos Indicadores Metálicos

Electrodos de primera especie para cationes

Se utilizan para la cuantificación del catión proveniente del metal con que está

construido el electrodo. Varios metales por ejemplo plata, cobre, mercurio, plomo y

cadmio presentan medias reacciones reversibles con sus iones y son adecuados para la

construcción de electrodos de primera especie. Por el contrario, otros metales no son



muy satisfactorios como electrodos indicadores porque tienden a desarrollar potenciales

no reproducibles influidos por tensiones o deformaciones en su estructura cristalina o

bien por el recubrimiento de óxido sobre su superficie. Los metales de esta categoría

comprenden hierro, níquel, cobalto, tungsteno y cromo.

La aplicación de la ecuación de Nernst proporciona la relación entre el potencial del

electrodo y la concentración del catión. Por ejemplo, el potencial del electrodo de

primera especie de cobre será:

Electrodo de segunda especie para aniones

Un electrodo metálico responde también en forma indirecta a los aniones que forman

precipitados escasamente solubles o complejos con su catión. En el primer caso, basta

sólo con saturar la solución en estudio con la sal muy poco soluble. Por ejemplo, el

potencial de un electrodo de plata reflejará exactamente la concentración de ion yoduro

en una solución que está saturada con yoduro de plata. En estas condiciones, el

funcionamiento del electrodo puede describirse por

La aplicación de la ecuación de Nernst a esta media reacción proporciona la relación

entre el potencial del electrodo y la concentración del anión. En consecuencia,

Un electrodo de plata que funciona como electrodo indicador para el yoduro, constituye

un ejemplo de electrodo de segunda especie debido a que mide la concentración de un

ion que no participa directamente en el proceso de transferencia de electrones. Un

electrodo de segundo orden importante para la medida de la concentración del anión del



EDTA Y4- se basa en la respuesta de un electrodo de mercurio en presencia de

pequeñas concentraciones del complejo estable del EDTA con el Hg(II). La media

reacción para el proceso del electrodo puede escribirse como

Para emplear este sistema de electrodos, es necesario introducir desde el principio una

pequeña concentración de HgY2- en la solución del analito. El complejo es muy estable

(para HgY2-, kf = 6,3⋅1021); en consecuencia, su concentración permanece

prácticamente constante a través de una amplia gama de concentraciones de Y4- debido

a que la disociación del complejo para formar Hg2+ es mínima. La ecuación anterior

puede entonces escribirse en esta forma



Detalles experimentales

Materiales

MEDIDOR DE Ph CON

ELECTRODO DE

COMBINACION

PIPETA

FIOLA



VASOS DE

ERLENMEYERS

BURETA

PROPIPETA



Reactivos

Soluciones reguladoras . ácido acético , hidróxido de amonio , cloruro de amonio ,

acetato de sodio , biftalato de potasio , fenolftaleína , rojo de metilo , soluciones

0,1N de hidróxido de sodio , ácido acético y ácido clorhídrico , jugo de limón ,

yogurt, harina , volt.



Procesos experimentales

Prepare 100 mL de cada una de las soluciones buffer:

Valore las soluciones de NaOH, HCl, CH3COOH, NH4OH usando fenolftaleína como indicador. Para la solución de NaOH, use fenolftaleína como indicador y biftalato de potasio como patrón primario. Así mismo valore la solución de HCl con la solución de NaOH previamente valorada.

Echar biftalato de potasio en un matraz y agregarle 100 ml de agua destilada.

Mezclar.

Agregarle 3 gotas de indicador de fenolftaleína.

Incorporar NaOH al matraz hasta que tome un color grosella. Apuntar el volumen utilizado y obtener la concentración de NaOH con la concentración conocida del biftalato de potasio.



Valorar el ácido con la base

Echar 3 ml de HCl en un matraz y agregarle 3 gotas de fenolftaleína.

Incorporar NaOH al matraz hasta que tome un color grosella. Apuntar el volumen utilizado y obtener la concentración de HCl con la concentración conocida del NaOH.

Luego valorar el CH3COOH y el NH4OH con el NaOH y el HCl respectivamente.

Preparamos 100ml de la solución buffer ácida: 0.1N en CH3COOH y 0.1N en CH3COONa.

1. Realizamos lo cálculos respectivos para saber cuánto de acetato de sodio necesitamos.

2. Luego de ello medimos la cantidad exacta en la balanza y lo colocamos en la fiola de tapa roja que nos indica que es ácida.

3. Echamos la cantidad de acetato de sodio en la fiola. 4. Volvemos a realizar los cálculos para determinar la cantidad de volumen del ácido acético que necesitamos para la preparación de buffer ácida.

5. Después de ellos con ayuda de una bureta extraemos la cantidad que necesitamos.

Preparamos 10ml de una solución buffer básica: 0.1N en NH4OH y 0.1N en NH4Cl.

1. Realizamos lo cálculos respectivos para determinar cuánto de cloruro de amonio necesitamos.

2. Luego de ello pesamos la cantidad exacta y lo colocamos en la fiola de tapa negra que nos indica que es básica.

3. Volvemos a realizar los cálculos para determinar la cantidad de volumen necesario del hidróxido de amonio.

4. Con ayuda de una pipeta extraemos la cantidad que necesitamos para preparar nuestro buffer básico.



Bibliografía

Harold Frederic Walton, and Jorge Reyes. Análisis Químico E Instrumental

Moderno. Reverté, 1983. Págs. 8-15

Holler, Skoog, and West. Fundamentos de Química Analítica. 4ta edición.

Reverté S.A, 1997. Págs 417-429

Douglas A. Skoog, and Donald M. West. Introducción a La Química Analítica.

2da edición. Reverté S.A, 1986. Págs. 485-493

Ing. Carlos Brunatti, and Ing. Hernán De Napoli. “Métodos

Potenciométricos -.” Accessed November 7, 2015.

http://materias.fi.uba.ar/6305/download/Metodos%20Potenciometricos.p

df.

Antonio Matilla Hernández. “VALORACIONES POTENCIOMÉTRICAS

ÁCIDO-BASE.” Accessed November 7, 2015.

http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/ApuntesB_18602.pdf.



Apéndice

Cuestionario

1. Indique y detalle las aplicaciones posibles de las mediciones de pH. El parámetro químico más comúnmente medido en soluciones acuosas es el pH, el cual es una medida de la acidez y la alcalinidad de un líquido. Es un parámetro crítico en el agua y el tratamiento de aguas residuales en aplicaciones municipales e industriales, la producción química, la investigación agrícola y la producción. También es fundamental en el monitoreo ambiental, la investigación de las ciencias biológicas y químicas, la investigación farmacéutica y bioquímica, la producción electrónica y muchas aplicaciones más. Conociendo el valor del pH de nuestro medio de interés podemos decidir. - Elección de un cultivo depende del pH de suelo

- Los cultivos de bacterias o microorganismos ayudan a crear curas contra las enfermedades humanas y animales. Estos cultivos se pueden realizar ya sea en agua o en superficies sólidas. Pero para que un microorganismo sobreviva es indispensable tener un control sobre su pH. - Funcionar como conservador, es decir, cuando un alimento posee demasiado pH ácido, este se acidifica, la añadidura de ácido acético en forma de vinagre permite la conservación de alimentos; y la producción de ácidos en la fermentación natural permite alargar la vida de los alimentos.

2. ¿Qué función cumple una solución reguladora? Las soluciones buffers, son soluciones que resisten cambios de su pH. Estas soluciones mantienen constante el pH cuando se adicionan pequeñas cantidades de ácidos o bases. El control del pH es importante en numerosas reacciones químicas, en los sistemas biológicos y en muchas otras aplicaciones. El cambio del pH de la sangre en 0,5 unidades puede resultar fatal, pero la sangre es una solución buffer.

3. ¿Qué clases de electrodos se utilizan? Explique. Los electrodos de pH llevan básicamente el mismo funcionamiento que las baterías. Ofrecen una ínfima tensión, la cuál puede ser detectada por un medidor o un regulador de pH. La diferencia fundamental es que los electrodos de pH no producen tensión de forma continuada sino sólo cuando son introducidos en un líquido. En teoría es posible determinar el valor pH de una solución líquida con un multímetro y un electrodo de pH. Sin embargo, la impedancia interna de un electrodo de pH en comparación con la impedancia interna de un multímetro es tan alta que la tensión generada por el electrodo de pH caería. Solamente mediante un amplificador de medición o un convertidor de impedancia es posible determinar de forma rápida y sencilla el valor pH con un electrodo de pH. Para determinar el valor pH con un electrodo pH es necesario tener un punto de referencia, pues sólo así es posible medir con precisión. Antiguamente se introducían en la solución dos electrodos de pH.

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