lambda's magazine - revista lambda

“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:

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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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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


¿ 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


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


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


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


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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


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


- 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

Pag. 10


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

Pag. 11


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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


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


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


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


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 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


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

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