UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍAFACULTAD DE ING. QUÍMICA Y TEXTIL

LABORATORIO DE ANALISIS QUIMICO CUANTITATIVO – QU527 “B”PERIODO ACADÉMICO 2011 – II

PRÁCTICA DE LABORATORIO N° 11“VALORACIÓN POTENCIOMETRETRICA DE HALUROS”

o Profesores:

Ing. PEREZ GALVEZ, José Víctor Ing. TUESTA CHAVEZ, Tarsila

o Integrantes:

CHÁVEZ BARBOZA, Jorge Luis HORNA BARDALES, Jhuliana LLAURY ANGELES, Melissa Olga MANRIQUE MONTALVAN, Luis Jesús

Fecha de Entrega: 02/12/11

LIMA – PERÚ

1

INDICE

1. OBJETIVOS Pág. 3

2. FUNDAMENTO TEORICO Pág. 3

3. DIAGRAMA DE FLUJO DEL PROCESO Pág. 4

4. DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS Pág. 5

5. OBSERVACIONES Pág. 9

6. CONCLUSIONES Pág. 9

7. BIBLIOGRAFIA Pág. 10

8. APENDICE Pág. 10

2

VALORACIÓN POTENCIOMETRICA DE HALUROS

1. OBJETIVOS

o Determinación potenciométrica de los halogenuros cuando estos se encuentra aislados o en una mezcla.

2. FUNDAMENTO TEORICO

Los métodos potenciométricos están basados en la medida de la diferencia de potencial entre dos electrodos introducidos en una disolución. Los electrodos y la disolución 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 disolución 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 semicelda de este electrodo permanece siempre constante. El potencial de una celda electroquímica, viene dado por:

Dónde:

Ecel potencial de la celda electroquímica Eind potencial de semicelda del electrodo indicador (función de la actividad de la especie) Eref potencial de semicelda del electrodo de referencia (constante y conocido) Eu.l. potencial de unión líquida.

El potencial de unión líquida se establece entre la interfase de dos electrolitos, considerándose en general la unión o interfase entre el electrodo de referencia y la disolución 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 semicelda 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. Así por ejemplo, un electrodo de plata introducido en una disolución de iones Ag+:

La Ecuación de Nernst, en función de la concentración molar de la especie electroactiva:

3

Siendo fAg+ el coeficiente de actividad y [Ag+] la concentración molar de la especie Ag+. Esta

expresión de la ecuación de Nernst puede escribirse en logaritmos de base 10 y a 25° C como:

Por tanto el potencial de la celda electroquímica en todo momento vendría expresado por:

En condiciones normales, se considera que los potenciales del sistema Ag+/Ag0, el coeficiente de actividad y el potencial del electrodo de referencia así como el potencial de unión líquida son constantes durante el experimento y por lo tanto:

Donde E* es una constante que puede ser determinada por calibración con disoluciones estándar.La relación lineal entre el Ecel y el logaritmo de la concentración (o actividad, si el coeficiente de actividad no es constante) es la base de los métodos analíticos potenciométricos.

3. DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS

o Datos Experimentales

V AgNO3 (mL) ∆E

(mV)V AgNO3

(mL) ∆E (mV)

V AgN O3 (mL) ∆E (mV)

0 -183 6 326 12 3661 -175.7 7 339 13 3692 -167.2 8 348 14 3723 -152.2 9 354 15 3744 -102.8 10 358 16 3765 301 11 362

Tabla1. Valoración de muestra KI

4

V AgNO3 (mL) ∆E

(mV)V AgNO3

(mL) ∆E (mV)

V AgN O3 (mL) ∆E (mV)

5

0 -164.5 14 303 31 3720.5 -159.1 15 319 32 3731 -139 16 330 33 374

1.5 -116 17 337 34 3752 13.3 18 343 35 3763 22 19 347 36 3774 30 21 354 38 3795 42 22 355 40 3816 58 23 358 41 3827 74 24 360 42 3838 120 25 363 46 3859 134 26 364 47 38510 145 27 365 49 38711 160 28 367 50 38712 185 29 36913 245 30 370

Tabla 2. Valoración de una mezcla de haluros

o Valoración de la muestra de KI

Concentración del titulante AgNO3: 0.02M Potencial electrodo de referencia calomel: 0.242V

En el punto equivalente: Volumen: 4.4834 mL Potencial: 92.397 mV

En el punto equivalente se cumple que:

¿ Equiv AgNO3=¿ Equiv KIV 1×N=V muestra×M×θ

M=V 1×N

Vmuestra×θ

M=4 . 4834mL×0 .02 equiv / L5mL×1equiv /mol

M KI=0. 01793moles /L

Para hallar la constante del producto de solubilidad del haluro de plata se tiene:

E=Eº+0. 059 log [ Ag+ ]Kps= [Ag+ ] [Cl− ]

En el punto equivalente: [ Ag+ ]=[Cl− ]=√Kps

6

Por lo tanto:

E∗(H ) ¿ Eº+0 .059 Log√KpsE∗(H ) ¿E∗( ref )+EE. R .

Dónde: E∗¿ Potencial en el punto equivalente

EE .R .=Potencial del electrodo de referenciaCalomel=0 .242V

Entonces:

E∗( ref ) +EE .R .=Eº+0 . 059 Log√KpsReemplazando:

0 . 092397+0 . 242=0 . 800+0 . 059Log√KpsKps=6 .1×1015

pKs=15 .78

El valor teórico de tablas: pKs=16 .1 El error es de 1.98%.

o Valoración de una mezcla de haluro7

0 3 6 9 12 15 18-200

-100

0

100

200

300

400

Valoración de muesta de KI

V AgNO3 (mL)

E (m

V)

En el primer punto equivalente: Volumen: 1.815 mL Potencial: -34.567 mV

En el segundo punto equivalente: Volumen: 7.484 mL Potencial: 96.26 mV

En el tercer punto equivalente: Volumen: 12.946 mL Potencial: 241.754 mV

En el primer punto equivalente:

¿ Equiv AgNO3=¿ Equiv KIV 1×N=V muestra×M×θ

M=V 1×N

Vmuestra×θ

M=1. 8149mL×0 .02equiv / L5mL×1equiv /mol

MI−=0. 00726moles /L

En el segundo punto equivalente:

¿ Equiv AgNO3=¿Equiv KBr(V 2−V 1 )×N=Vmuestra×M×θ

M=(V 2−V 1)×NV muestra×θ

M=(7 .484−1. 815 )mL×0 .02equiv /L

5mL×1equiv /molM

Br−=0 . 02268moles/L

En el tercer punto equivalente:

¿ Equiv AgNO3=¿Equiv NaCl(V 3−V 2 )×N=V muestra×M×θ

M=(V 3−V 2 )×NV muestra×θ

M=(12. 946−7 . 484 )mL×0 . 02 equiv /L

5mL×1 equiv /molM

Cl−=0 .02185moles /L

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Se puede hallar el porcentaje de concentración de cada haluro en la muestra como la concentración molar de cada haluro entre la suma de las concentraciones de los tres. Se obtiene:

%moles de I−=14 . 02%%moles de Br−=43 .79 %%moles de Cl−=42 .19 %

4. OBSERVACIONES

o Es necesario colocar una solución de KNO3 conectada a la muestra mediante un puente salino para asegurar un correcto flujo de electrones y cerrar el circuito y medir el potencial del electrodo de plata.

o Para poder medir el potencial es necesario contar con un electrodo de referencia como el de Calomel y sumar el potencial de referencia el cual es constante y conocido al valor experimental obtenido en el punto de equivalencia.

o Es posible hallar la constante de producto de solubilidad mediante este método con un alto grado de precisión, pero solo es posible para una solución pura ya que en mezclas de haluros interfieren la actividad de los otros haluros desviando grandemente el valor de las constantes de solubilidad respecto al valor teórico.

o La fem del electrodo de plata obtenido experimentalmente depende de la actividad de iones plata presentes en la solución, sin embargo en soluciones bastante diluidas la actividad es igual a la concentración.

5. CONCLUSIONES

o Mediante este método se obtiene los valores de las concentraciones iniciales de cada haluro presente en una muestra pura o en mezcla de haluros en forma bastante satisfactoria.

o Además es posible hallar las constantes de productos de solubilidad de cada haluro pero con la salvedad de que se tenga una muestra donde haya un solo haluro presente ya que si fuera un mezcla de haluros no es posible hallar las constantes de solubilidad.

6. BIBLIOGRAFIA

o BARNADR, CH. / “Métodos Modernos de Análisis Químico” / Editorial URMO / Bilbao / Págs.: 280-286.

o HARRIS, D. / “Análisis Químico Cuantitativo” / Editorial Grupo Editorial Iberoamérica/ 1992 / Págs: 150-154.

o SKOOG, W. / “Fundamentos de Química Analítica” / 4ª Edición / Editorial Reverté S.A. / 1997 / Págs.: 278- 280

7. APENDICE

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