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A scientific's magazine to get information about important things on the instrumental's laboratory specifically in this edition. You'll get some information about Potentiometry like the equipments, chemistry qualifications and the pH lector's history and something more: some aplications of the Potentiometry on the ambientalist scope. Una revista para cientificos para obtener información sobre importantes cosas en el laboratorio de análisis instrumental en esta edición especificamente. Vas a obtener información sobre Potenciometría tales como equipos, titulaciones quimicas y la historia del pH-metro y algo mas: algunas aplicaciones de la Potenciometría en el ambito ambiental.
Citation preview
“UN mg
DE
HISTORIA”:
“REPORTE ESPECIAL”
Titulaciones
Potenciométricas
AÑO: 01—n°: 001 > MAYO 2016 <
“¿Sabías
para que se
usa…?
Potenciometría
“Los Equipos en
el Laboratorio”
Potenciómetro
CONOCE:
ENTERATE:
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
DIRECTORIO
Editores: Ali Terán, Alix Yanéz, María Elena
Montañez, Vanessa Peña.
Producción Editorial: María Elena Montañez,
Ali Terán, Alix Yanéz, Vanessa Peña.
Corrección: Vanessa Peña, Alix Yanéz, Maria
Elena Montañez, Ali Terán.
Redactores: Alix Yanéz, María Elena Monta-
ñez, Ali Terán, Vanessa Peña.
EQUIPO
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nuestro sitio web:
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Páginas:
Este mes en: “Reporte Especial”
Titulaciones Potenciométricas
En: “¿Sabías para que se usa…?
Potenciometría
“Los Equipos en el Laboratorio” Potenciómetro
En “Un mg de la Historia”
Medidores de pH
15 12 08 04
Pag. 03
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
¿ SABIAS para que
se usa…?
POTENCIOMETRÍA El estudio de la Potenciometría es de vital importancia para el campo científico, tanto en la aplicación industrial de producción de
distintos productos químicos como los desinfectantes, en el área alimentaria para la regulación de actividad microbiana; ambos cam-pos de trabajo van direccionados a otorgar un producto de calidad para el cliente pero no obstante, esta prodigiosa técnica puede
también ayudarnos con ¡estudios ambientales! Tanto en el análisis de la calidad del agua para averiguar sobre el estado de sus nu-trientes como en la determinación de la calidad del suelo, determinando su disponibilidad para ser usado para la agricultura.
“¡Gracias al pH!”
En la industria alimenticia sirve como indicador
de las condiciones higiénicas y en el control de pro-
cesos de transformación; y en conjunto con la tem-
peratura y la humedad son factores importantes para
la conservación de alimentos. La disminución del
pH aumenta el periodo de conservación, como por
ejemplo se puede inhibir la multiplicación de agen-
tes patógenos como el clostridium botulinum si se
trata el alimento en una atmósfera modificada con
pH inferior a 4,6.
Control del pH:
Conservación de vino: los vinos con pH < 3 están
libres de infecciones bacteriológicas. Adicionalmen-
te la intensidad de sabor y tonalidad están relaciona-
dos con el pH.
Pag. 04
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
Leche y derivados, el pH normal es aproximadamente 6,8 y es un indicador de las condiciones higiénicas. La
mayor conservación del producto terminado debe tener valores de 4,5 a 6,4. El yogurt pH de 4,0 a 4,4
Pan y pasta: mejor conservación entre 4,0 y 5,8
Los cárnicos y embutidos: deben conservarse a pH que van desde 5,4 a 7,0
En bebidas cuanto a las bebidas: el control de pH es un factor importante, puesto que pequeños cambios en el
agua pueden indicar contaminación de las fuentes o estratos naturales.
Mermeladas, jarabes y carameliza-
dos: pH 3,5 y para los carameliza-
dos de 4,5 y 5,0
Frutas, verdura, pH 2,5 – 5,5 en
frutas frescas y en verduras 4.6 y
6.4 pH
Alimentos cocidos: pH 4,5
Pag. 05
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
Si bien el pH optimo para un
agua es de 7.0, en el caso de aguas oceánicas,
donde el sistema de amortiguación de carbo-
nato-bicarbonato opera efectivamente, el pH
varía dentro de unos límites estrechos (8.1 ~
8.3).
En aguas cercanas a la costa, el pH de agua de mar se puede alejar del valor promedio indicado por efecto de la actividad fotosinté-tica, la respiración celular y el efecto de des-cargas de origen antropogénico. En aguas interiores las variaciones en pH son grandes. El pH de lagos alcalinos puede tener valores mayores a 10 ú 11 unidades, mientras que el pH en algunas ciénagas o pantanos puede ser menores de 4.0.
En términos generales, el pH de un cuerpo de agua puede variar a lo largo de un amplio ran-go de valores, dependiendo de factores intrín-secos y extrínsecos al ambiente acuático: Factores intrínsecos:
Capacidad amortiguadora del sistema de alcalinidad carbonato-bicarbonato.
Estratificación y mezcla del sistema acuático
Evaporación La intensidad de procesos biológicos
tales como fotosíntesis, respiración y actividades de descomposición de ma-teria orgánica
La interacción de los factores arriba mencionados con el sistema de alcali-nidad
Factores extrínsecos Composición de: suelos adyacentes,
depósitos superficiales y lecho rocoso Fuentes de contaminación: drenaje
ácido de minas, precipitación ácida Presión parcial de CO2 en la atmósfe-
ra Temperatura
pH en el Agua:
Pag. 06
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
En los suelos, el pH es usado como un indicador de la acidez o alcalinidad de éstos y es medido en unidades de pH; es una de las propiedades más importantes del suelo que afectan la disponibilidad de los nutrimentos, controla muchas de las actividades químicas y biológicas que ocurren en el suelo y tiene una influencia indi-recta en el desarrollo de las plantas.
Entre los principales componentes del suelo se puede
clasificar el estado de pH idóneo por cada uno de ellos.
pH en los Suelos:
Pag. 07
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
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REPORTE ESPECIAL:
Titulaciones
potenciométricas
Son utilizados en determinación
cuantitativa selectiva de muchos iones
inorgánicos y orgánicos en solución, de-
terminación de iones en un estado de oxi-
dación específico dentro de una muestra,
determinación de constantes de estabili-
dad de complejos, determinación de ve-
locidades y mecanismos de reacción, de-
terminación cuantitativa de gases ácidos
y básicos, y determinación cuantitativa
de productos de reacción enzimáticos. La
determinación de la concentración se re-
laciona con el potencial mediante la
ecuación de Nernst o una modificación
de la misma
Para obtener mediciones analíticas
válidas, uno de los electrodos deberá ser
de potencial constante y que no sufra
cambios entre uno y otro experimento. El
electrodo que cumple esta condición se
conoce como electrodo de referencia,
debido a la estabilidad que presenta,
cualquier cambio en el potencial del sis-
tema se deberá a la contribución del otro
electrodo, llamado electrodo indicador o
de trabajo.
La Potenciometría es una técni-
ca de análisis que se basa en las medi-
ciones del potencial de celdas electro-
químicas en ausencia de corrientes
apreciables; dichas celdas son disposi-
tivos en los cuales se lleva a cabo la
transferencia de energía química en
eléctrica y viceversa. Conformado por
dos conductores llamados electrodos,
sumergidos en una solución electrolíti-
ca adecuada. Se clasifican en Galvá-
nicas, si se emplean para producir
energía eléctrica, y electrolítica cuan-
do consumen electricidad de una
fuente externa.
Pag. 08
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
TITULACIONES POTENCIOMÉTRICAS
Este tipo de titulaciones permiten
establecer el punto de equivalencia por
medida del potencial del electrodo indi-
cador. El punto final potenciométrico pue-
de utilizarse en muchas circunstancias, ya
que proporciona datos mas precisos que
los obtenidos con una titulación por el
método clásico con indicadores; espe-
cialmente en soluciones coloreadas o tur-
bias, no acuosas, diluidas y en valoracio-
nes de ácidos o bases débiles.
- Lectura del pH
En las titulaciones potenciométricas se
mide o registra un potencial de celda (o
una lectura de pH) después de cada adi-
ción del titulante. Al comienzo se agregan
porciones grandes del reactivo con el que
se titula, y a medida que se aproxima al
punto final, el cual se nota por grandes
cambios en el potencial, se debe agregar
en poca proporción el reactivo titulante.
Las titulaciones potenciométricas áci-
do-base son particularmente útiles para el
análisis de ácidos (o bases) polipróticos,
porque los puntos finales individuales son
discernibles frecuentemente. Puede esti-
marse también un valor numérico para la
constante de disociación de las especies
que reacciona partiendo de la curva de
titulación potenciométrica.
- Punto de equivalencia
El punto de equivalencia en teoría
puede obtenerse en cualquier punto a lo
largo de la curva, pero en la práctica se
evalúa más fácilmente en el punto de
media neutralización, y así en la titulación
del ácido débil HA se puede suponer, que
el punto medio, [HA]≡[A-] y por consi-
guiente Ka=[H+][A-]/[HA]=[H+]
Este supuesto de que [HA]≡[A-], en el
punto medio de la titulación conduce a
errores importantes si la constante de ioni-
zación del ácido es mayor que 10-4 o si las
concentraciones formales de la solución y
el ácido son menores que 0,01.
La información que se obtiene de una
valoración potenciométrica no es la mis-
ma que la obtenida por una medida po-
tenciométrica directa.
Montaje de Titulaciones potenciométricas
Pag. 09
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
- Detección del punto final
Para la determinación del punto de
equivalencia el método mas utilizado es
el método gráfico y se puede aplicar en:
1. La curva de titulación E vs Vtitulante.
Esta es una representación directa del
potencial en función del volumen del
reactivo.
2. Curva de la primera derivada.
Consiste en calcular la variación del po-
tencial por unidad de volumen del valo-
rante, es decir AE/AV vs V
3. Curva de la segunda derivada, la
cual muestra un cambio de signo en el
punto de inflexión
L o s
métodos para el cálculo del punto final
anteriormente mencionados, presuponen
que la curva de valoración es simétrica
alrededor del puto de equivalencia, y
que la inflexión de la curva corresponde
a este punto, esta suposición es valida si
los participantes en la valoración reac-
cionen entre si en na reacción equimolar,
y también que el proceso del electrodo
sea perfectamente reversible.
REPORTE ESPECIAL:
Titulaciones
Gráfica curva de titulación
Determinación del punto de equivalencia
Gráfica de la segunda derivada de la Curva de Gráfica de la primera derivada de la Curva de titulación
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LA REVISTA EN TU LABORATORIO
DISOLUCIONES TAPÓN O SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Son disoluciones acuosas de mezclas de ácidos fuertes y bases débiles ó de bases fuertes
con ácidos débiles. Dando valores fijos de pH. Esas disoluciones trabajan en un rango de
1 a 12. Éstas disoluciones también se trabajan en la s titulaciones potenciométricas.
Mantener el pH constante es vital
para el correcto desarrollo de las reacciones químicas y bioquímicas que tienen lugar
tanto en los seres vivos como, a nivel experimental, en el laboratorio. Los amortiguadores
(también llamados disoluciones amortiguadoras, sistemas tampón o buffers) son aquellas
disoluciones cuya concentración de protones apenas varía al añadir ácidos o bases fuer-
tes.
Referencia Primarias (molalidad) pH a 25 °C
Ftalato KH, 0,05 m 4.004
KH2PO4 + Na2HPO4, 0,025 m cada una 6.863
NaHCO3 + Na2CO3, 0.025 m cada uno 10.014
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REPORTE ESPECIAL:
Titulaciones
LOS EQUIPOS EN EL LABORATORIO
La determinación de pH consiste en medir
el potencial que se desarrolla a través de una
fina membrana de vidrio que separa dos solucio-
nes con diferente concentración de protones. En
consecuencia se conoce muy bien la sensibili-
dad y la selectividad de las membranas de vidrio
delante el pH. Una celda para la medida de pH
consiste en un par de electrodos, uno de calo-
mel ( mercurio, cloruro de mercurio) y otro de
vidrio, sumergidos en la disolución de la que
queremos medir el pH. La varita de soporte del
electrodo es de vidrio común y no es conductor,
mientras que el bulbo sensible, que es el extre-
mo sensible del electrodo, esta formado por un
vidrio polarizable (vidrio sensible de pH). Se lle-
na el bulbo con la solución de ácido clorhídrico
0.1N saturado con cloruro de plata. El voltaje en
el interior del bulbo es constante, porque se
mantiene su pH constante (pH 7) de manera
que la diferencia de potencial solo depende del
pH del medio externo.
Actualmente existen ph-Metros de mesa
(netamente para laboratorios) o ph-Metros por-
tátiles (para trabajos de campo).
Como bien hemos entendido, el pH-metro o Potenciómetro
es un sensor utilizado en el método electroquímico para
medir el pH de una disolución.
pH-Metro de mesa modelo ADWA AD 1000
ph-Metro Modelo HI 991001 N
pH-Metro Modelo HI 2222-01
Pag. 12
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
Electrodos de pH: Pertenece al grupo de
electrodos de membrana sólida, siendo el mejor
de los electrodos selectivos y es sensible a los
iones hidrógeno. La composición de los electro-
dos de vidrio usados ára la medición de pH co-
rresponden a silicatos con modificadores ióni-
cos. La naturaleza del cidrio usado para la
construcción de los electrodos es un factor muy
importante. Existen dos grandes tipos:
Membrana T: Na2O – CaO –SiO2 (22:6:72)
%
Membrana U: Li2O – Cs2O2 – BaO – La2O3 –
SiO2 (28:2:4:3:63)%
Estos modificadores iónicos retardan la
hidrólisis del silicato.
Cuando se sumerge el electrodo en
agua, en la capa superficial existe un proceso
de intercambio iónico entre el H+ de la disolu-
ción externa y el Na+ ó Li
+ de la membrana.
La actividad del agua en la disolución
juega un papel muy importante en la respuesta
del pH en la membrana de vidrio. Por ello, to-
dos los electrodos de vidrio deben ser acondi-
cionados durante un tiempo en agua, tapón di-
luido o KCl, formándose un gel sobre la mem-
brana. Con esta capa sobre la membrana dis-
minuyen los errores cuando medimos el pH en
disoluciones de fuerza iónica extremadamente
alta, o cuando puedan estar presentes disolven-
TIPOS DE ELECTRODOS
Electrodos de referencia: Son aquellos
que miden el mismo potencial cualquiera que
sea la naturaleza de la disolución en que se in-
troduzca y por tanto dan una referencia a la me-
dida del electrodo indicador, dentro de estos se
encuentran
Electrodo de calomelanos: Formados por mer-
curio cubierto por una capa de cloruro insolu-
ble (calomelanos) Hg2Cl2, en equilibrio con
una disolución de cloruro de potasio KCl, que
pueden ser 0,1 N, 1 N o saturados. El con-
tacto eléctrico con el mercurio se realiza por
medio de un hilo de platino.
Electrodo de plata/cloruro de plata (Ag/AgCl):
Formado por un hilo de Ag sobre el cual se
deposita el AgCl, generalmente por vía elec-
troquímica, en una solución de NaCl o KCl,
en un hilo de Ag actuando como anodo.
Electrodo de zinc (Zn): constituido por un
bloque de Zn de alta pureza; normalmente
se emplea aleaciones de Zn como las espe-
cificadas por las normas militares americana:
MIL-A-18001H
Electrodo de cobre/sulfato de cobre (Cu/
CuSO4): Formada por una barra cilíndrica de
Cu sumergida en una solución de CuSO4 sa-
turada. El contacto electrolítico con la solu-
ción o suelo se realiza mediante un puente
salino constituido por un tapón de madera de
balsa.
Pag. 13
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
El electrodo de pH tiene un electrodo de
referencia interna de (Ag/AgCl) sumergido en
un tampón con sales de Cl (pH=7), con una
membrana de vidrio.
En los electrodos de vidrio sensibles a H+,
la estabilidad química y la resistencia eléctrica
están siempre ligadas. La resistencia eléctrica
de los electrodos de pH, en función de la com-
posición de la membrana, tamaño y forma, pue-
de variar entre 5 – 500 M. así los electrodos con
buena estabilidad química a elevadas tempera-
turas, tienen una resistencia eléctrica excesiva
para bajas temperaturas. Contrariamente, elec-
trodos con buena respuesta a bajas temperatu-
ras degeneran rápidamente a altas temperatu-
ras.
Debido a esta contraposición, los electro-
dos son diseñados de forma específica para
ciertos rangos de temperatura y pH.
Electrodos de membrana: Se basan en el mé-
todo para determinar el pH, en el cual se mide el
potencial que se establece a través de una del-
gada membrana de vidrio que separa dos solu-
ciones con diferentes concentraciones de ión
hidrógeno. El potencial del electrodo depende
de la concentración del analito.
Electrodos inertes: El potencial de un elec-
trodo inerte, generalmente oro o platino, sumer-
gido en una solución conteniendo ambos esta-
dos oxidados y reducidos, de un sistema de óxi-
do reducción homogénea y reversible. El único
papel de este tipo de electrodos es proveer o
aceptar electrones.
Electrodos de primera clase: Los de este tipo
son reversibles con respecto a los iones de la
fase metal. Consisten de un metal en contacto
con una solución de sus propios iones.
Electrodos de segunda clase: Un metal cu-
bierto con una capa de una de sus sales poco
solubles.
Electrodos de tercera clase: mezcla de una
sal, con otra sal insoluble con el mismo anión.
Electrodos de metal oxido metálico: Metales
cuya superficie este cubierta parcialmente por
una capa de óxido del mismo metal. Los más
utilizado es el elec-trodo de antimonio, teluro,
tugsteno, molibdeno y de hierro pasivado.
Electrodo de quinhidrona (QH): Eompuesto
molecular de la quinona (Q) e hidroquinona
(H2Q). ligeramente soluble en agua y la disolu-
ción se compara como una mezcla de los dos
componentes.
Electrodos Redox: El potencial redox es medi-
do generalmente con conductores electrónicos,
en forma de metales nobles (Pt, Au) o electro-
dos de carbón.
Pag. 14
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
UN mg
DE
HISTORIA
MEDICIÓN DE
Los pH-metros son uno de los instrumentos más importantes de un laboratorio químico mo-derno y están destinados a medir una característica de las sustancias que presenta gran interés
para estimar el carácter ácido o básico de una sustancia: el pH. Aunque este concepto es relati-vamente moderno, la división entre sustancias ácidas y sustancias básicas o álcalis es una de
las clasificaciones más antiguas de la historia de la química.
En general, si se mezcla una sustancia básica junto con otra ácida reaccionan vigoro-samente, a menudo produciendo efervescen-cias o emisión de calor. Todo ello explica que estas reacciones atrajeran pronto la atención de los estudiosos de la química que estable-cieron diversos procedimientos para investigar el carácter ácido o básico de una sustancia, junto con múltiples interpretaciones teóricas sobre el origen de estas propiedades puesto que ya se conoce la típica acidez del limón o del vinagre por ejemplo.
Además del sabor, uno de los primeros mé-
todos empleados para determinar la acidez o ba-
sicidad de las sustancias fueron diversos pro-
ductos de origen vegetal que tienen la propiedad
de variar su color según la acidez o la basicidad
del medio en el que se encuentran. El tornasol,
por ejemplo, es un material que se obtiene de
ciertos líquenes y que tiene la propiedad de pro-
ducir disoluciones coloreadas de rojo en medios
ácidos y de color azul en medios básicos. De es-
te modo, si se añade un poco de tornasol a una
recipiente con zumo de limón, se observará un
color rojo pero, si a esta disolución se añade un
álcali como la sosa, llegará un momento en el
que el color de la misma cambiará y pasará a
ser azul.
Pag. 15
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
Actualmente esos productos de origen vegetal y otros mas se conoce como indica-dores de pH. El concepto de pH fue introducido muy posteriormente al uso de estas sustancias en las determinaciones analíticas. Este con-cepto está relacionado con la teoría iónica, defendida por Svante Arrhenius a finales del siglo XIX, que afirma que las sustancias co-mo las sales se disocian en disolución en electrolitos de carga eléctrica opuesta. A principios del siglo XX, Soren Søren-
sen (1868-1939) introdujo la noción de pH
como una función logarítmica relacionada
con la concentración de cationes de hidró-
geno (H+): pH = -log [H+] De este modo, re-
sultó posible introducir una sencilla escala
de acidez: cuando el valor del pH es 7, la
disolución es neutra, si es inferior a 7, ácida
y cuando es mayor a 7, básica. Junto con el
desarrollo de los métodos colorimétricos, a
principios del siglo XX se introdujo también el
empleo de las células electroquímicas para
determinar el pH de las disoluciones. Estas
células consisten en dos electrodos que se
insertan en una disolución formando un cir-
cuito eléctrico cuyo potencial depende princi-
palmente de la 2 concentración y la natura-
leza de los iones de la disolución, en el caso
de los pH-metros, de los cationes H+.
El desarrollo de los pH-metros estuvo,
por lo tanto, relacionado con la mejora de los
elementos básicos relacionados con galva-
nómetros de alta sensibilidad, fuentes elec-
tromotrices estandarizadas, células electro-
químicas y electrodos adecuados (Jaselkis,
1989) Algunas de las primeras células elec-
troquímicas fueron propuestas por Poggen-
dorff y Wheatstone en los años cuarenta del
siglo XIX, mucho antes del desarrollo de la
teoría iónica de las disoluciones.
Su aplicación a las mediciones electro-químicas aparece ya en trabajos de media-dos de los años veinte del siglo XX.
Los primeros pH-metros contenían elec-
trodos de hidrógeno, lo que suponía el em-
pleo de gas hidrógeno con un elevado grado
de pureza y difícil manejo. Los electrodos de
vidrio, que permitieron superar este proble-
ma, fueron diseñados y estudiados ya a fina-
les del siglo XIX pero sólo en los años veinte
del siglo siguiente aparecieron los estudios
que permitieron su aplicación a la medición
del pH.
Soren Sørensen
Pag. 16
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
La combinación de estos electrodos de vidrio con los potenciómetros de válvula de vacío per-mitió la amplia difusión de los pH-metros en los laboratorios, gracias a la labor de fabricantes co-mo Arnold O. Beckman (1902), un profesor californiano que desarrolló un modelo portátil y poco costoso a mediados del años treinta del siglo XX, lo que le permitió transformarse en el principal fabricante de instrumentos de este tipo en las décadas siguientes.
Pag. 17
LA REVISTA EN TU LABORATORIO
Además los fabricados por Beckman, existe otro grupo
importante de pH-metros, diez en total, que fueron realiza-
dos por Radiometer, cuya sede se encuentra en Copenha-
gue, (Dinamarca). Esta empresa fue creada en 1935 por dos
jóvenes ingenieros daneses, Carl Schrøder y Børge Aagaard
Nielsen, que comenzaron su andadura con instrumentos re-
lacionados con la radio, de donde procede el nombre de la
empresa. También hay cuatro pH-metros de fabricante espa-
ñol: dos de Crisson, uno del Instituto Torres-Quevedo y otro
de la Compañía Española de Aparatos Científicos e Indus-
triales.
pH-metro Beckman modelo G 2000
pH-Metro modelo Q-0139
Arnold Beckman
Referencia: Ensayo “PH-METROS Y OTROS INSTRUMENTOS DE MEDI-DA ELECTROQUÍMICA” por José Ramón Bertomeu Sánchez