presentación-analítica-1

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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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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[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.



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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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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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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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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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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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-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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-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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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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= 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.

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