UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA UNAD
ECBTI – CEAD JOSÉ ACEVEDO Y GOMÉZ
PROGRAMA DE QUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
INFORMES DE LABORATORIO – PRÁCTICAS UNO, DOS Y TRES
ELECTROQUÍMICA
ANA MARÍA MILLÁN RINCÓN
CÓD. 1.014.195.821
CURSO: 401538_5
TUTOR DE CAMPUS VIRTUAL
LEONARDO JAIMES
TUTOR LABORATORIO
Santa Fe de Bogotá D.C.
Septiembre 06 de 2014
PREINFORME PRIMERA PRÁCTICA DE LABORATORIO
DETERMINACIÓN DE FÓSFORO EN BEBIDAS GASEOSAS
OBJETIVOS
Analizar un sistema ácido base mediante titulaciones potenciométricas.
Evaluar el punto de equivalencia utilizando los métodos analíticos de la primera derivada, segunda derivada y método de Gran.
Determinar cuantitativamente el fósforo y la concentración de ácido fosfórico, en bebidas de cola.
Promover la aplicación de las técnicas potenciométricas.
FUNDAMENTO TEÓRICO
Los métodos potenciométricos están basados en la medida de la diferencia de potencial entre dos electrodos introducidos en una solución. Los electrodos y la solución constituyen lo que se conoce con el nombre de celda electroquímica. El potencial entre ambos electrodos es normalmente medido con la ayuda de un equipo conocido como potenciómetro. Uno de los electrodos involucrado en el proceso se denomina indicador, el cual tiene una respuesta respecto de una especie particular presente en el seno de la solución y cuya actividad se mide durante el experimento y el otro recibe el nombre de referencia, cuya característica más importante es que el potencial de semi celda de este electrodo permanece siempre constante.
El potencial de unión líquida se establece entre la interface de dos electrolitos, considerándose en general la unión o interface entre el electrodo de referencia y la solución que le rodea. Esta Diferencia de potencial suele ser pequeña, pero casi siempre de magnitud desconocida. El potencial de unión líquida impone una limitación fundamental a la exactitud de las mediciones Potenciométricas directas, puesto que no se conoce su contribución a la diferencia de potencial medida. Los potenciales de semi celda de la mayoría de los electrodos indicadores responden como ya se ha comentado a los cambios en la actividad de las especies a ser determinadas de acuerdo a la Ecuación de Nernst
Valoraciones Potenciométricas
Dentro de los métodos potenciométricos de análisis nos encontramos con las valoraciones potenciométricas, entendiendo por valoración potenciométrica, una valoración basada en medidas de potenciales de un electrodo indicador adecuado en función del volumen de agente valorante adicionado.
Una valoración potenciométrica implica dos tipos de reacciones: Una reacción química clásica, base de la valoración y que tiene lugar al reaccionar el reactivo valorante añadido a la solución, o generado culombimétricamente, con la sustancia a valorar y una o varias reacciones electroquímicas indicadoras de la actividad, concentración, de la sustancia a valorar, del reactivo o de los productos de reacción. De esta forma, el valor del potencial medido por el electrodo indicador varía a lo largo de la valoración, traduciéndose el punto de equivalencia por la aparición de un punto singular en la curva: Potencial vs. Cantidad de reactivo añadido. La detección de este punto, punto final, puede establecerse de distintas formas:
Método directo: Consiste en graficar los datos de potencial en función del volumen de reactivo. El punto de inflexión en la parte ascendente de la curva se estima visualmente y se toma como punto final.
Método de la primera derivada: Implica calcular el cambio de potencial por unidad de volumen de titulante (ΔE/ΔV). El grafico de estos datos en función del volumen promedio V produce una curva con un máximo que corresponde al punto de inflexión. Si la curva es simetría, el punto máximo de la pendiente coincide con el de equivalencia. Las curvas asimétricas dan un pequeño error de titulación si el punto máximo se toma como el final. Estas curvas son comunes cuando el número de electrones transferidos es diferente en las semi reacciones del analito y titulante.
Método de la segunda derivada: En este caso se grafica Δ2E/Δ2V de la figura puede verse que la segunda derivada de los datos cambia de signo en el punto de inflexión. Este cambio de signo es tomado en algunos casos como punto final. El punto final de la titulación se toma en el punto de intersección de la segunda derivada con cero. Este punto puede ser ubicado con mucha precisión.
Método de Gran: Consiste en graficar AV/AE en función del volumen promedio de titulante. Antes y después del punto de equivalencia AV/AE varia linealmente con el volumen, las dos líneas se interceptan y el punto de equivalencia es el punto de intersección. Este método no requiere datos muy cercanos al punto de equivalencia es muy preciso. Este procedimiento alternativo es más preciso ya la ventaja de requerir menos puntos experimentales que un gráfico convencional, y proporcionan puntos finales más precisos en aquellos casos que la variación del potencial medido sea pequeña en la región del punto equivalente.
En función del tipo de reacción química que tiene lugar durante la valoración potenciométrica, podemos dividir a estas de una forma sencilla en valoraciones potenciométricas de:
Ácido-base.
Precipitación.
Formación de complejos.
Oxido – Reducción.
CÁLCULOS ESTANDARIZACIÓN
Si la disolución valorante no se ha preparado a partir de un patrón primario, su concentración no será exactamente conocida, y por lo tanto, habrá que estandarizarla frente a un patrón primario.
.
ESTANDARIZACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN DE NaOH
Para preparar una disolución de una determinada concentración (por ejemplo 0.1 N) se parte de hidróxido sódico sólido comercial, se disuelve un peso conocido en agua destilada y se diluye a un volumen conocido. Al no ser el hidróxido sódico un patrón primario, esta disolución solo será aproximadamente 0.1 N, por lo que es necesario estandarizarla para conocer exactamente su concentración.
La estandarización puede realizarse con Ftalato ácido de potasio, que sí es una sustancia patrón primario. Como indicador de la titulación se emplea fenolftaleína. El viraje de la fenolftaleína se produce cuando todo el NaOH ha reaccionado, formándose Ftalato de sodio y potasio.
Reactivos
Disolución de NaOH. Pesar 4 g de NaOH, disolver en un vaso de precipitado, y diluir con agua destilada a 1000 ml en un matraz aforado.
Ftalato ácido de potasio, tipo patrón primario.
Disolución de fenolftaleína al 0.1% en etanol.
Procedimiento
Pesar exactamente (en la balanza analítica) entre 0.40 y 0.50 g de Ftalato ácido de potasio sobre un vaso de precipitado de 25 mL. Previamente, es conveniente secar el Ftalato de potasio durante 30 minutos a 110ºC y dejar enfriar en un desecador.
Pasar la cantidad pesada a un Erlenmeyer de 250 ml y disolver con unos 25 mL de agua destilada.
Lavar con agua destilada el vaso de precipitado y añadir al Erlenmeyer.
Añadir 2 ó 3 gotas de solución de fenolftaleína.
Valorar con la disolución de NaOH 0.1N, lentamente y con agitación, hasta que la disolución adquiera una tonalidad rosa persistente.
Anotar el volumen V (mL) gastado y calcular el factor F de la disolución de la siguiente manera:
F=NexactoNaprox.=a/EqV×0,1/1000=a×1000Eq×V×0,1
Dónde:
a = Gramos pesados de Ftalato ácido de potasio.
Eq = Peso equivalente de Ftalato ácido de potasio = 204.22.
V = volumen (ml) de NaOH 0.1 N gastados en la valoración.
Calcular la incertidumbre del factor de la solución, IF, mediante la siguiente expresión:
IF=50V×I2b+I2V×aV2
Siendo:
Ib = Incertidumbre de la balanza analítica (suponer 0.0003 g).
IV = Incertidumbre del volumen gastado en la valoración (suponer 0.1 ml).
Repetir la valoración y calcular de nuevo el factor, y su incertidumbre.
Calcular la normalidad exacta de la disolución:
Nexacta=0,1×F
Siendo F = valor medio de los factores calculados.
CÁLCULOS PROCESO DE ESTANDARIZACIÓN
NaOH: 39,99 g/mol
39,99 g/mol1 eq-g×1 eq NaOH1 N NaOH×0,02 N NaOH=0,7998 g NaOH
KH2PO4: 136,0855 g/mol
1 peqg de KH2PO4=Masa Molecular del KH2PO42 H=136,0855 g/mol2=68,04 g
68,04 g/mol1 eq-g×1 eq KH2PO41 N KH2PO4×0,02 N NaOH=1,36 g KH2PO4
MATERIALES
Equipo de seguridad (Anteojos de policarbonato; protector facial de cara completa; guantes de neopreno; bata de algodón).
Balanza analítica.
Plancha de calentamiento con sistema de agitación.
pH metro.
Electrodo combinado de vidrio.
Vasos de precipitado de 250 mL.
Baño de maría (Soporte, aro con nuez, mechero, placa de cerámica o asbesto).
Espátula.
Probetas de 100 mL.
Pipetas.
Agitador magnético.
Termómetro.
REACTIVOS
Fosfato monobásico de potasio (100 mL, 0.02 N).
Hidróxido de sodio (250 mL, 0.02 N).
Botellas de 250 mL de bebidas comerciales (Pepsi; Coca-Cola).
PROCEDIMIENTO
DETERMINACIÓN DE FÓSFORO EN BEBIDAS GASEOSAS
DETERMINACIÓN DE FÓSFORO EN BEBIDAS GASEOSAS
Las muestras de cola pueden ser Pepsi-cola o Coca-Cola. 1. Desgasificar las muestras, colocando apróx. 100 mL de la solución en baño de maría por 20°C a 50°C para eliminar el CO2, presente en la misma.
Las muestras de cola pueden ser Pepsi-cola o Coca-Cola.
1. Desgasificar las muestras, colocando apróx. 100 mL de la solución en baño de maría por 20°C a 50°C para eliminar el CO2, presente en la misma.
2. Se estandariza una solución de 0.02 N de NaOH con una solución estándar de KH2PO4 0.02 N.
2. Se estandariza una solución de 0.02 N de NaOH con una solución estándar de KH2PO4 0.02 N.
3. Determinar la concentración de H3PO4 presente en las muestras de Pepsi-Cola y Coca-Cola titulando 25 mL de la muestra estandarizada de NaOH.
3. Determinar la concentración de H3PO4 presente en las muestras de Pepsi-Cola y Coca-Cola titulando 25 mL de la muestra estandarizada de NaOH.
Repetir el procedimiento por lo menos 3 veces
Repetir el procedimiento por lo menos 3 veces
FIN DE LA PRÁCTICA
FIN DE LA PRÁCTICA
PREINFORME SEGUNDA PRÁCTICA DE LABORATORIO
CUANTIFICACIÓN POTENCIOMÉTRICA DEL ÁCIDO OXÁLICO EN UNA MUESTRA REAL
OBJETIVOS
Analizar un sistema ácido base mediante titulaciones potenciométricas.
Evaluar el punto de equivalencia utilizando los métodos analíticos de la primera derivada, segunda derivada y método de Gran.
Determinar la concentración de ácido oxálico en una muestra real.
Promover la aplicación de las técnicas potenciométricas.
FUNDAMENTO TEORICO
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.
Titulaciones Potenciométricas
El potencial de un electrodo indicador adecuado puede utilizarse en forma muy conveniente para establecer el punto de equivalencia en una titulación, lo que se denomina una titulación potenciométrica y que aporta una información diferente a la de una medida potenciométrica directa.
El punto final potenciométrico puede utilizarse en muchas circunstancias y proporciona datos intrínsecamente más precisos que los que se obtendrían con la misma técnica empleando indicadores. Lamentablemente, este procedimiento toma más tiempo que una titulación con indicador.
Al comienzo, se agregan porciones grandes del reactivo con el que se titula; a medida que se aproxima el punto final, anunciado por mayores cambios de potencial en cada agregado, los incrementos se hacen más pequeños.
Concentración real de ácido oxálico
Para obtener la concentración real del ácido oxálico
En el punto de equivalencia, según la estequiometria de la reacción, se tiene que cumplir:
n° de moles de NaOH=n° de moles de ácido oxálico
La relación entre Ka1 y Ka2 para el ácido oxálico dihidratado es aproximadamente 1000. La curva de titulación (ver figura) muestra una inflexión correspondiente al primer punto de equivalencia.
Sin embargo, la magnitud del cambio de pH es muy pequeña para permitir una determinación precisa del punto final. Por lo tanto la segunda es perfectamente adecuada para la cuantificación del ácido.
MATERIALES
Equipo de seguridad (Anteojos de policarbonato; protector facial de cara completa; guantes de neopreno; bata de algodón).
Balanza analítica.
Plancha de calentamiento con sistema de agitación.
pH metro.
Electrodo combinado de vidrio.
Vasos de precipitado de 250 mL.
Espátula.
Probetas de 100 mL.
Pipetas.
Agitador magnético.
Termómetro.
REACTIVOS
Solución de Hidróxido de sodio 0.02 N.
Ftalato ácido de potasio, previamente desecado a 110°C para estandarización.
PROCEDIMIENTO
CUANTIFICACIÓN POTENCIOMÉTRICA DEL ÁCIDO OXÁLICO EN UNA MUESTRA REAL
CUANTIFICACIÓN POTENCIOMÉTRICA DEL ÁCIDO OXÁLICO EN UNA MUESTRA REAL
Asegurarse que la solución quede bien homogénea.
Asegurarse que la solución quede bien homogénea.
1. Valorar una solución 0.02 N de NaOH con una solución estándar de KH2PO4 0.02 N.
1. Valorar una solución 0.02 N de NaOH con una solución estándar de KH2PO4 0.02 N.
2. Valoración de la muestra: Pesar 0,5 gramos y luego disolverla en 10 mL de agua. Luego diluirla a 50 mL con agua destilada.
2. Valoración de la muestra: Pesar 0,5 gramos y luego disolverla en 10 mL de agua. Luego diluirla a 50 mL con agua destilada.
Si la muestra es sólida.
Si la muestra es sólida.
Tener la precaución de agregar en el NaOH en pequeñas cantidades.
Tener la precaución de agregar en el NaOH en pequeñas cantidades.
3. Tomar alícuotas de 20 mL y proceder a titular con el NaOH.
3. Tomar alícuotas de 20 mL y proceder a titular con el NaOH.
Si la muestra es líquida.4. Valoración de la muestra: Tomar 10 mL y llevarla a 50 mL diluyéndola con agua destilada.
Si la muestra es líquida.
4. Valoración de la muestra: Tomar 10 mL y llevarla a 50 mL diluyéndola con agua destilada.
5. Tomar alícuotas de 20 mL y proceder a titular con el NaOH.
5. Tomar alícuotas de 20 mL y proceder a titular con el NaOH.
FIN DE LA PRÁCTICA
FIN DE LA PRÁCTICA
PREINFORME TERCERA PRÁCTICA DE LABORATORIO
DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ DE UNA MUESTRA DE VINAGRE
OBJETIVOS
Analizar un sistema ácido base mediante titulaciones potenciométricas.
Evaluar el punto de equivalencia utilizando los métodos analíticos de la primera derivada, segunda derivada y método de Gran.
Determinar la concentración de ácido acético en una muestra de vinagre.
Promover la aplicación de las técnicas potenciométricas.
FUNDAMENTO TEORICO
Existen muchos sistemas químicos y biológicos en los que aparecen ácidos débiles o bases débiles, cuya concentración es necesario determinar en muchas ocasiones. Para ello se recurre a realizar una valoración ácido-base, utilizando un agente valorante, que es una disolución de concentración bien conocida, que se hace reaccionar con una muestra problema, hasta alcanzar el punto de equivalencia, que puede determinarse mediante un indicador ácido-base o por una técnica instrumental.
Valoraciones ácido-base
Los estudios cuantitativos de las reacciones de estequiometria conocida se llevan a cabo de modo conveniente por medio de un procedimiento llamado valoración. En el experimento de valoración, una disolución de concentración conocida exactamente (reactivo valorante) se agrega de forma gradual a otra disolución de concentración desconocida (reactivo a valorar) hasta que la reacción química entre las dos disoluciones sea completa. Si se conocen los volúmenes de las dos disoluciones y la concentración de cada una de ellas, se puede calcular la concentración de la otra disolución. También puede valorarse una disolución de composición de concentración desconocida midiendo el volumen necesario para reaccionar por completo con una cantidad conocida de reactivo valorante (que puede estar en estado sólido) en el matraz y midiendo el volumen de disolución de composición desconocida necesario para producir la reacción completa entre ambos.
Los métodos volumétricos se basan en el hecho de que la concentración del reactivo valorante es conocida dentro del grado de precisión requerido. En este sentido, hay reactivos con los cuales es posible preparar disoluciones de concentración conocida y estable con el tiempo. Estos reactivos se llaman patrones primarios. Típicamente, un patrón primario es una especie de elevada pureza, químicamente estable, no higroscópica, de peso equivalente alto, y que tras ser disuelto, da lugar a especies en disolución químicamente estable, es decir, que no sufren cambios químicos por el contacto con la luz, el aire, etc., con lo cual, tras su disolución y enrase a un volumen conocido es posible determinar su concentración con precisión. Por el contrario, un reactivo sólido como el hidróxido sódico no es un patrón primario porque, además de su difícil manipulación, es higroscópico y tiende a carbonatarse en contacto con el CO2 del aire; todo ello origina un error en la pesada que impide la obtención de datos fiables de concentración, por ello es necesario factorar esta disolución previamente con un patrón primario como el Ftalato ácido de potasio.
El vinagre
Las valoraciones ácido débil-base fuerte tienen numerosas aplicaciones prácticas, y muy especialmente cuando se analizan muestras de origen vegetal, pues en estos organismos la acidez del citoplasma y de los fluidos corporales es debida a ácidos débiles.
El vinagre es un producto obtenido por la oxidación del etanol contenido en bebidas alcohólicos de baja graduación gracias a la acción de unos microorganismos conocidos de forma genérica como bacterias acéticas. Pude caracterizarse como una disolución acuosa que contiene diferentes ácidos orgánicos (principalmente ácido acético) además de otros componentes como sulfatos, cloruros, dióxido de azufre, etc. Un índice de la calidad de un vinagre es la denominada acidez total (o grado acético) que es la cantidad total de ácidos que contiene el vinagre expresada como gramos de ácido acético por 100 mL de vinagre.
La cantidad total de ácidos presente en una muestra de vinagre puede determinarse fácilmente por valoración con una disolución de hidróxido sódico previamente normalizada, calculándose la concentración de ácido acético a partir de la ecuación de la reacción ácido-base ajustada:
Puesto que la reacción se produce mol a mol, en el punto de equivalencia se cumplirá que:
Por lo tanto, conocidos tres factores de la ecuación anterior podrá calcularse el cuarto. En el punto de equivalencia de esta valoración el pH de la disolución será básico (debido a la presencia del ion acetato) y, por tanto, para detectar el punto final de esta valoración hay que elegir un indicador que cambi de color al pH adecuado. En este caso, se utiliza fenolftaleína, que a pH inferiro a 8 es incolora, mientras que a pH superior a 10 es rosa.
La valoración también puede realizarse por potenciometría, con ayuda de un pH-metro. En este caso, el punto de equivalencia corresponde a aquel en que se produce la variación más rápida del pH. La mejor forma de determinar el punto de equivalencia es calcular la primera derivada de la curva de valoración, que mide la velocidad de cambio del pH, y que presentará un máximo en el punto de equivalencia. La derivada correspondiente a la figura 1 se muestra en la figura 2, donde se observa nitidamente un máximo, que corresponde al punto de equivalencia. Así puede determinarse con exactitud el punto de equivalencia, u por lo tanto la concentración desconocida.
Figura N° 1
Figura N° 2
La valoración potenciométrica también permite determinar las constantes de disociación de ácidos y bases, utilziando los valores de pH obtenidos y comparándolos con los teóricos. En este caso, la reacción que tiene lugar puede escribirse como:
Mientras quede ácido en el medio, es decir, antes del punto de equivalencia, es posible calcular el pH teórico empleando la constante de disociación del ácido:
Esta última ecuación puede transformarse, tomando logaritmos, en la ecuación de Hendersson-Hasselbalch
Si se analizan estas dos ecuaciones, se puede observar que cuando las concentraciones de ácido sin neutralizar y del anión formado en el proceso son iguales, el pH del medio coincide con el pKa del ácido, y para esta estequiometría esto sucede exactamente cuando se ha añadido la mitad del volumen de base necesario para alcanzar el punto de equivalencia. Por tanto, a partir de una curva de valoración por potenciometría se puede determinar el pKa de un ácido débil.
Hay una diferencia importante entre ambas técnicas de valoración. Cuando se emplea un indicador químico, la valoración temina cuando se produce el viraje del indicador, en las cercanías del punto de equivalencia. Sin embargo, en las valoraciones potenciométricas es necesario tomar datos antes, en y después del punto de equivalencia, lo que hace que sean más largas. Además, para que la determinación del punto final por potenciometría sea precisa, es necesario tener un buen número de puntos experimentales en la zona del viraje (el viraje completo suele tener lugar en menos de 1,0 mL). Por otra parte, cada dato requiere unos segundos para alcanzar el equilibrio, por lo que la valoración potenciométrica suele considerarse que es un método lento. Así, si se toman datos cada 0,1 mL durante toda la valoración, ésta será excesivamente larga. Por supuesto, de tomarse datos cada 1,0 o 2,0 mL se tardará mucho menos tiempo, pero no habrá puntos suficientes en la zona de viraje. Por ello, muchas veces se puede realizar, antes de la valoración potenciométrica, una valoración rápida con indicador, que permite conocer donde esta la zona de viraje, lo que permite optimizar la medida con pH-metro. De este modo, es posible tomar datos cada 0,1 mL en las cercanías del viraje, y cada 1,0 mL antes y después de la zona de viraje.
MATERIALES
Equipo de seguridad (Anteojos de policarbonato; protector facial de cara completa; guantes de neopreno; bata de algodón).
Balanza analítica.
Plancha de calentamiento con sistema de agitación.
pH metro.
Electrodo combinado de vidrio.
Vasos de precipitado de 250 mL.
Espátula.
Probetas de 100 mL.
Pipetas.
Agitador magnético.
Termómetro.
REACTIVOS
Solución de Hidróxido de sodio 0.02 N.
Ftalato ácido de potasio, previamente desecado a 110°C para estandarización.
Vinagre.
PROCEDIMIENTO
Valoración de una solución de NaOH 0,1 N con una solución de Ftalato ácido de potasio 0,1 M
DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ DE UNA MUESTRA DE VINAGRE
DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ DE UNA MUESTRA DE VINAGRE
1. Valorar una solución de NaOH 0,1 N con una solución de Ftalato ácido de potasio 0,1 M.
1. Valorar una solución de NaOH 0,1 N con una solución de Ftalato ácido de potasio 0,1 M.
2. Sumergir el electrodo en 20 mL de la disolución a titular y añadir NaOH 0,1 N desde la bureta en porciones de 1 mL, salvo cerca del punto de equivalencia donde se añaden porciones de 0,2 a 0,3 mL.
2. Sumergir el electrodo en 20 mL de la disolución a titular y añadir NaOH 0,1 N desde la bureta en porciones de 1 mL, salvo cerca del punto de equivalencia donde se añaden porciones de 0,2 a 0,3 mL.
Ajustar el agitador de manera que no lo golpee.
Ajustar el agitador de manera que no lo golpee.
3. Después de cada adición, se espera a que se estabilice el pH, en pH metro, 1 o 2 minutos y se lee.
3. Después de cada adición, se espera a que se estabilice el pH, en pH metro, 1 o 2 minutos y se lee.
Calcular la concentración de NaOH en la disolución.4. Una vez acabada la adicción de NaOH, se traza la gráfica de los valores de pH en función de los mL de NaOH añadidos y la gráfica de dpH/dV en función del volumen añadido.
Calcular la concentración de NaOH en la disolución.
4. Una vez acabada la adicción de NaOH, se traza la gráfica de los valores de pH en función de los mL de NaOH añadidos y la gráfica de dpH/dV en función del volumen añadido.
5. Se repite el procedimiento al menos dos veces, de manera que la divergencia entre las dos normalidades no sea mayor de 2 ó 4 partes por mil.
5. Se repite el procedimiento al menos dos veces, de manera que la divergencia entre las dos normalidades no sea mayor de 2 ó 4 partes por mil.
FIN DE LA PRÁCTICA
FIN DE LA PRÁCTICA
Acidez del vinagre
DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ DE UNA MUESTRA DE VINAGRE
DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ DE UNA MUESTRA DE VINAGRE
1. Pipetear 20 mL de la muestra y diluirla en un matraz de 100 mL con agua destilada.
1. Pipetear 20 mL de la muestra y diluirla en un matraz de 100 mL con agua destilada.
2. Tomar alícuotas de 20 mL y se procede a titular como en el procedimiento anterior.
2. Tomar alícuotas de 20 mL y se procede a titular como en el procedimiento anterior.
FIN DE LA PRÁCTICA
FIN DE LA PRÁCTICA
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Tomado de: http://www.uam.es/docencia/qmapcon/QUIMICA_GENERAL/Practica_15_Determinacion_de_%20la_Acidez_%20del_Vinagre_mediante_Valoracion_%20con_un_%20Indicador_y_por_Potenciometria.pdf
Tomado de: http://materias.fi.uba.ar/6305/download/Metodos%20Potenciometricos
Tomado de: http://webdelprofesor.ula.ve/ciencias/rmhr/Index_archivos/GuiAIV1.pdf