Presentación-analítica-1
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8/20/2019 Presentación-analítica-1
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Resultados del
experimento 1
Facultad de Química, UNAM.
Laboratorio de Química Analítica l
Alumnos:Carolina
ErickJuan Carlos
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Problema 1:
Determinar el efecto de la concentración de unaespecie química en una celda electroquímica sobre
el potencial de la misma.
Objetivo:
Hipótesis:
La relación entre la diferencia de potencial y ellogaritmo de la concentración de alguna de lasespecies es lineal.
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• Se construyó una celda electroquímica formada por un electrodo decobre en 30 mL de una disolución de CuSO4 0.1 M y un electrodo deplatino en 30 mL de una disolución de H2SO4 0.5 M.
• Se conectaron los electrodos a un multímetro para medir el potencial
de la celda empleando como referencia el electrodo de cobre.
• Para la primera prueba, se preparó una disolución de Fe2+ y Fe3+
agregando 1 mL de una disolución de FeSO4 0.2 M y 1 mL de unadisolución de Fe(NO3)3 0.2 M.
• Se agregó la disolución de Fe2+
y Fe3+
a la disolución de H2SO4 envolúmenes de 0.1 mL y se midieron los potenciales de celda.
• Para la segunda prueba, se agregó solamente la disolución de FeSO4 0.2M en volúmenes de 0.1 mL y se midieron los potenciales de celda.
Problema 1: Procedimiento
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Cu°CuSO4+2e- FeSO4/Fe(NO3)3
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Problema 1: Resultados
Volumen
(mL)
Potencial
(mV)
0 321
0.1 320
0.2 319
0.3 323
0.4 323
0.5 324
0.6 3240.7 324
0.8 324
0.9 324
1 324
Primera prueba: adición de la disolución de Fe2+ y Fe3+
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Problema 1: Análisis
Se puede observar en la gráfica que, a pesar de cierta variación en losprimeros valores, éstos llegan a un valor constante. Esto se puede explicarcon el modelo de Nernst de la siguiente manera:
Como las concentraciones de Fe2+ y Fe3+ son iguales, el argumento dellogaritmo siempre es 1, de manera que se elimina el término.
Primera prueba: adición de la disolución de Fe2+ y Fe3+
E = E Fe
3+
Fe2+
+0.06V logFe
3+
ë û
Fe2+éë ùû
E = E Fe
3+
Fe2+
+0.06V log(1)
E = E Fe
3+
Fe
2+
Si [Fe2+]=[Fe3+]
Se obtiene que el potencial es igual alpotencial estándar del par (Fe2+ / Fe3+ )referido al electrodo de cobre.
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Problema 1: Resultados
Segunda prueba: adición de la disolución de Fe2+
[Fe2+] (molL-1) log[Fe2+]Potencial
(mV)
0 --- 321
6.67 -5.010135419 322
13.34 -4.316988238 322
20.01 -3.91152313 321
26.68 -3.623841058 320
33.35 -3.400697507 320
40.02 -3.21837595 31946.69 -3.06422527 318
53.36 -2.930693877 317
60.03 -2.812910842 316
66.7 -2.707550326 315
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Problema 1: Análisis
[Fe3+] es constante y [Fe2+] varía.
Se puede observar en la tabla que conforme aumenta la concentración de
Fe
2+
, la diferencia de potencial va disminuyendo.
Graficando los valores de diferencia de potencial contra el logaritmo de laconcentración de Fe2+ se obtiene la gráfica anterior a la que se le puedeajustar una recta, cuya ecuación es:
y=-3.0262x+308.41.
Segunda prueba: adición de la disolución de Fe2+
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Con el modelo de Nernst y aplicando leyes de los logaritmos, se
obtiene:
E = E Fe
3+
Fe2+
+0.06V logFe
3+éë
ùû
Fe2+éë ùû
E = E Fe
3+
Fe2+
+0.06V log Fe3+é
ë ù
û 0.06V log Fe2+é
ë ù
û
En donde se puede hacer la analogía con una recta de pendiente m=-0.06 V y ordenada al origen b=EºFe3+/Fe2++0.06V log [Fe
3+] , de maneraque la variable independiente sea log [Fe2+] y la variabledependiente ΔE.
La poca similitud entre ambas ecuaciones se puede atribuir aparámetros que no se controlaron como: temperatura, fuerzaiónica y pH.
Problema 1: Análisis
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Problema 2:
Objetivos:
- Realizar la normalización de una disolución de KMnO4 por mediode la titulación de una disolución de Na2C2O4 en medio ácido.
- Determinar mediante potenciometría la cantidad de mg deH2C2O4 que hay en 100 g de espinaca a partir de un extracto deespinaca empleando la concentración calculada de la disoluciónde KMnO4.
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Problema 2: Procedimiento
Primera parte: Normalización del KMnO4
• Se pesaron 0.1061 g de Na2C2O4 y se disolvieron en 250 mL deH2SO4 para preparar la disolución 5.97x10
-3 M.
• Se tomaron 10 mL de la disolución de Na2C2O4 y se calentó antesde realizar la titulación.
• Se introdujeron los electrodos de Cu0/CuSO4 y Pt en la disolucióny se conectaron a un multímetro.
• Se agregaron volúmenes de la disolución de KMnO4 y se anotó elvolumen agregado hasta que la disolución de Na2C2O4 se tornórosa tenue.
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Problema 2: Procedimiento
Segunda parte: Potenciometría.
• Se preparó el extracto de espinaca agregando 50.6283 g de lamisma en 50 mL de una disolución de H2SO4 con calentamiento.
• Se tomó 1 mL del extracto de espinaca y se agregó a 10 mL de unadisolución de H2SO4 0.5 M.
• Se introdujeron los electrodos de Cu0/CuSO4 y Pt en la disolución yse conectaron a un multímetro.
• Se realizó la titulación del extracto de espinaca agregandovolúmenes de KMnO4 y se midió el potencial en cada adición.
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Problema 2: Resultados
Normalización de la disolución de KMnO4
Volumen final agregado de KMnO4 = 0.62 mL
Cálculo de la concentración de KMnO4
Reacción: 2MnO4- + 5H2C2O4 + 6H
+ → 2Mn2+ + 8H2O + 10CO2 (g)
3
4
1 2 1 55 .9 7 1 0 · ( ) 0 .0 1 · · · 0 .0 9 6
2 5 6 .2 1 0 1
e q m o l m o l e q x L N
L e q m o l x L m o l
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Problema 2: Resultados: PotenciometríaVolumen Potencial Promedio Primera 2° Promedio Segunda
0 298
0.04 258 0.02 -1000
0.06 245 0.05 -650 0.035 11666.6667
0.1 235 0.08 -250 0.065 13333.3333
0.14 230 0.12 -125 0.1 3125
0.18 229 0.16 -25 0.14 2500
0.22 220 0.2 -225 0.18 -5000
0.26 217 0.24 -75 0.22 3750
0.3 209 0.28 -200 0.26 -3125
0.4 200 0.35 -90 0.315 1571.42857
0.5 200 0.45 0 0.4 900
0.6 199 0.55 -10 0.5 -100
0.8 198 0.7 -5 0.625 33.3333333
1 195 0.9 -15 0.8 -50
1.2 186 1.1 -45 1 -150
1.4 187 1.3 5 1.2 250
1.6 188 1.5 5 1.4 -2.6645E-14
1.8 198 1.7 50 1.6 225
2 197 1.9 -5 1.8 -275
2.2 194 2.1 -15 2 -50
2.3 193 2.25 -10 2.175 33.3333333
2.4 191 2.35 -20 2.3 -100
2.5 190 2.45 -10 2.4 100
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15/21
170
180
190
200
210
220
230
240
0 0.5 1 1.5 2 2.5 3
P o t e n c i a l ( m V )
Volumen de KMnO_4 (mL)
Titulación
El punto de inflexión indica el punto de equivalencia de la titulacióne indica a qué volumen de KMnO_4 ocurre.
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16/21
-250
-200
-150
-100
-50
0
50
100
0 0.5 1 1.5 2 2.5 3
P r o m
e d i o
Primera
Primera razón de cambio
Para conocer el punto de inflexión se calcula la primera derivada (enrealidad razón de cambio) Para ubicar un máximo.
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17/21
-6000
-5000
-4000
-3000
-2000
-1000
0
1000
2000
3000
4000
5000
0 0.5 1 1.5 2 2.5 3
2 ° P r o m e d i o
Segunda
Segunda razón de cambio
“Derivando” la primer derivada (tampoco es una derivada), y ubicando
dos puntos entre los cuales se encuentre el punto máximo, se expresala ecuación de una recta que pase por esos dos puntos.
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18/21
y = 2000x - 2150
-200
-150
-100
-50
0
50
100
150
200
250
300
0.95 1 1.05 1.1 1.15 1.2 1.25
Regresión
Se iguala la ecuación con cero y el valor de x es el valor del volumennecesario para el punto de equivalencia.
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19/21
= 2000 2150 0=2000-2150x
x=1.075
Con lo que se puede calcular la cantidad de ácido oxálico.
= (1.07510
−3
)(
0.096
)(
5 )(
5
2 )(
88
)
= 4.5408x10−3 g = 4.5408 mg
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Conclusiones:
- Existe una relación lineal entre el logaritmo de laconcentración de una especie y el cambio en el potencial enuna celda electroquímica.
- Se puede aplicar el modelo de Nernst para explicar elcomportamiento del cambio de potencial en una celdaelectroquímica en relación con la concentración de lasespecies en la celda.
- Se puede determinar la concentración de una especie apartir de otra conocida basándose en el cambio de potencialque produce la reacción entre ambas.
- La cantidad de ácido oxálico en la muestra de espinaca es de4.54 mg
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Bibliografía:
- Skoog, D., West, D., Holler, F. and Ramirez Medeles, M.(1995). Qui mica anali tica. Mexico: McGraw-Hill.
-Mermet, J., Otto, M. and Valcrcel Cases, M.
(2004). Analytical chemistry . Weinheim: Wiley-VCH.