DISOLUCIONES DE ELECTROLITOS

Los electrólitos en solución acuosa, se disocian en iones, por lo

tanto, conducen la corriente eléctrica.

Las propiedades coligativas de las soluciones son mayores en las

soluciones electrolíticas que en las soluciones no electrolíticas.

Los electrolitos se clasifican en fuertes y débiles.

Los electrolitos fuertes son aquellos que se disocian

completamente en solución, y los electrolitos débiles se disocian

parcialmente.

De acuerdo a la cantidad de iones que forman los electrolitos se

clasifican en dionicos, trioionicos, tetraionicos, etc.. Y de

acuerdo a la valencia se clasifican en univalentes, divalentes,

etc…

HCl, NaCl, HNO3 dan 2 iones, son univalentes

CaCl2, Zn(NO3)2 dan 3 iones, son divalentes

AlCl3 dan 4 iones, son triunivalentes

De acuerdo al numero de iones que forman producen el doble, el

triple, etc… numero de partículas, en consecuencia, la

concentración de partículas es mucho mayor que la correspondiente

solución no electrolítica.

Por eso las propiedades coligativas de las soluciones de

electrolitos son mayores que las propiedades coligativas de las

soluciones no electrolíticas. Debido a esto, las formulas de las

propiedades coligativas para los electrolitos debe llevar un

factor de corrección (i):

ΔP= i.N2.P0

ΔTb= i.kb.m

ΔTc= i.Kc.m

π = icRT.

Donde i= factor de Van’t Hoff y se calcula por:

i= 1 + α(v – 1)

Donde α = grado de disociación electrolítica

v= numero de moles del electrolito

En los electrolitos fuertes α= 1, puesto que están totalmente

disociados, mientras que en los electrolitos débiles, el valor de

α se calcula a través de su constante de disociación.

El factor de Van’t Hoff es un factor de corrección que permite

aplicar las formulas de las propiedades coligativas de las

soluciones a los electrolitos.

El factor i no tiene un valor constante para un electrolito en

diversas soluciones, varia de acuerdo al electrolito y a la

dilución. El valor de i depende de la naturaleza del electrolito y

de su concentración.

Diferentes valores de i para electrolitos fuertes

Al ir diluyéndose la solución el valor de i se aproxima al numero

de iones (v).

El valor de i tiende a ser igual al numero de iones cuando la

concentración tiende a cero:

i = v

C 0

i depende de la carga y del tamaño y del soluto.

Los electrolitos fuertes están totalmente disociados a las cargas

de los iones ( a mayor carga, mayor atracción interiónica) y al

numero de iones.

A alta concentración presentan estos iones atracción y no actúan

totalmente libres (forman pares iónicos) y eso hace disminuir el

factor de Van’t Hoff.

La formación de pares iónicos es minima al aumentar la dilución y

los iones actúan mucho mas libremente, por eso el valor de i

tiende al valor del numero de iones al aumentar la dilución.

i= v

Teoría de Arrhenius

Es aplicable mas bien para los electrolitos débiles:

1. Los electrolitos están parcialmente disociados

2. La disociación aumenta con la dilución.

Electrolitos débiles

No están totalmente disociados. La disociación es un equilibrio

químico que tiene un valor bien definido de constante.

Para los ácidos débiles las constantes de disociación se

encuentran tabuladas.

Ac. Fórmico: K= 6.10-3

Ac. Acético: K= 1,76.10-5

La constante de disociación puede escribirse en función a la

disociación y a la concentración

Ejemplo: para el acido acético (HOAc):

HOAc H+ + OAc-

C(1 – α) Cα Cα

K = [H + ]. [OAc - ]

[HOAc]

K= C α 2

(1 – α)

SOLO PARA ACIDOS SOLOS (NO MEZCLADOS CON SAL)

Cuando los ácidos (o bases) débiles se encuentran con su sal

correspondiente, presentan la capacidad de mantener más o menos

constante la concentración de hidrógeno en la solución, esto se

llama capacidad buffer.

La capacidad buffer es mayor cuando el pH de la mezcla se

encuentra próximo al pKa del ácido ( o pKb de la base).

El pH de un sistema buffer se calcula a partir de la ecuación de

Henderson-Hasselbach.

pH= pKa + log[base]/[ácido]

Que también puede escribirse:

pOH= pKb + log[ácido]/[base]

En el caso de una base BOH:

BOH B+ + OH-

C(1 – α) Cα Cα

K = [B + ]. [OH - ]

[BO]

K= C α 2

(1 – α)

Para un ácido diprotónico:

H2A 2H+ + A-

C(1 – α) 2Cα Cα

K = [H + ] 2 . [A - ]

[H2A]

K= 4C 2 α 3

(1 – α)

Las sales no son eletrolitos débiles, pues están totalmente

disociadas, son electrolitos fuertes.

Electrolitos débiles

Ácidos orgánicos, bases orgánicas

Algunos ácidos inorgánicos: HF, H2S, H3PO4)

Algunas bases inorgánicas: NH3

Electrolitos fuertes

La mayoría de los ácidos y bases inorgánicos, Sales.

Conductancia

Se llama conductividad a la capacidad que tiene una solución

electrolítica de conducir la corriente eléctrica.

Los electrolitos débiles presentan poca conductividad, pues se

encuentran parcialmente disociados, en cambio los electrolitos

fuertes presentan gran conductividad. La conductividad de los

electrolitos fuertes varia de acuerdo al tipo de iones.

La conductancia (L) es una de las propiedades de las soluciones

electrolíticas.

Es la inversa de la resistencia: L= 1/R.

La resistencia es la dificultad de hacer pasar corriente, mientras

que la conductancia es la facilidad de hacer pasar corriente.

L= 1/R Unidad de conductancia= Ὠ-1= mho.

Conductancia equivalente (A): es la conductancia de una solución que

contiene un equivalente de electrolito disuelto en un volumen

suficiente de agua y que se mide entre dos electrodos separados 1

cm.

La conductancia equivalente varia con la concentración.

Los electrolitos fuertes están totalmente disociados a cualquier

concentración y su conductividad debería ser siempre igual, pero

no es así, esto es debido a la formación de pares de iones (fuerza

de atracción) que hace disminuir la conductividad porque disminuye

la concentración efectiva del electrolito.

En los electrolitos débiles el aumento de la conductividad se debe

a la mayor disociación, es decir, al mayor numero de iones. La

discrepancia en la conductancia (real y teoría) es debido a que lo

iones atraen a las moléculas del solvente y se rodean de él.

Esta capacidad de rodearse de moléculas de solvente se llama

solvatacion. La capa de moléculas de solvente que rodea al ion

central se llama atmosfera iónica.

La cantidad de moléculas que son atraídas depende de la intensidad

del campo creado por el ion. Así en el Li la densidad del campo es

mayor (porque tiene menor Superficie). Por tanto el Li atrae a más

moléculas de solvente que el Na , que el K, que el Cs y que el Rb.

A menor radio iónico, mayor hidratación (solvatacion).

Teoría de Debye - Huckel

Se aplica para electrolitos fuertes. Dice:

- En solución, todo ion esta disociado;

- cada Ion esta rodeado de iones de signo contrario, formando

la atmosfera iónica: esto se llama solvatacion;

- la atmosfera iónica tiene una carga neta igual a la del ion

central pero de signo opuesto.

La atmosfera iónica produce un retardo en el movimiento del ion en

un campo eléctrico.

Es una causa de la disminución de la conductancia.

Celdas galvanicas

Las celdas galvánicas son

dispositivos en los

cuales ocurre la

transformación de

energía química en

energía eléctrica. La energía almacenada de las moléculas en un

momento dado se manifiesta como corriente.

Otro tipo son las celdas

electrolíticas o cubas

electrolíticas, donde ocurre el

proceso contrario: se da

electricidad a una solución y

ocurre una reacción química. Esto se llama Electrolisis.

Pila de Daniell

Una celda típica es la celda de

Daniell: consiste en un trozo de zinc

sumergido en una solución de sulfato

de zinc y conectado a un circuito con

una lamina de cobre, que a su vez se

encuentra sumergido en una solución de

sulfato de cobre. Las soluciones están

en comunicación por medio de un puente

salino.

Esto es un sistema

electroquímico. Tanto el Cu

como el Zn tienden a perder

electrones y quedar con una

carga positiva, pero esta

tendencia es diferente para

cada uno.

Al estar unidos con un conductor metálico se manifiesta una

corriente eléctrica que se mide en un galvanómetro.

Esta corriente es producto de una reacción química que ocurre en

las dos soluciones: como uno de ellos tiene mayor tendencia a

perder electrones: uno de ellos se oxida y el otro se reduce.

Antes de unirse por un conductor, tanto el Zn como el Cu pierden

electrones con la solución, originándose una diferencia de

potencial entre la lamina metálica y la solución, pero al quedar

unidos la diferencia de potencial neta es entre cada solución.

En la reacción de oxidación del sistema, el

Zn pierde electrones y en la reducción el cobre gana electrones.

Zn Zn+2 + 2e-

Cu+2 + 2e- Cu+

La migración de electrones se produce fuera de la solución (en el

conductor metálico).

Dentro de la solución hay una migración de iones. El Zn se

disuelve y el cobre se deposita. En el proceso se genera corriente

eléctrica.

Partes de una celda galvanica.

Consiste en dos hemiceldas o electrodos.

En cada hemicelda se produce una serie de reacciones químicas.

En una ocurre oxidación:

Zn0 Zn+2 + 2e-

Y en otra reducción:

Cu+2 + 2e- Cu0

Una celda completa consiste en:

- Dos electrodos

- Un conductor

- Una o dos soluciones.

Se representa así:

Conductor1/solucion1/separador ( si hay)/conductor2/solucion2

Para simbolizar la celda, se escribe a la izquierda el electrodo

negativo, donde ocurre oxidación y a la derecha, el electrodo

positivo, donde ocurre reducción.

Zn/ZnSO4//CuSO4/Cu

Donde el símbolo // indica que están separados por un puente

salino

También podría tenerse una pila de Daniell del siguiente modo:

//Zn/ZnSO4 // CuSO4/Cu

//Donde el símbolo indica que están separados por una membrana

porosa.

También podría escribirse:

Zn/Zn+2(0,1 m)//Cu+2(0,2 m)/Cu //En la que se representa que las soluciones no tienen separación.

Al pasar corriente, la celda tiene una fem (fuerza electromotriz:

energía suministrada por unidad de carga en un circuito abierto,

cuando no hay paso de corriente) que depende de las 2 hemiceldas y

para calcularla se puede sumar las fem

Individuales:

Ɛ= Ɛ1 + Ɛ2

Ɛ1 de la izquierda

Ɛ2 de la derecha

También se puede medirexperimentalmente con un potenciometro (en

el que no hay paso de corriente cuando se hace la medición). El

aparato mide la fem total de la celda, pero no la fem de cada

electrodo.

Como se sabe la fem de un solo electrodo?

Como Ɛ= Ɛ1 + Ɛ2 es la suma de las fem de las hemiceldas, se mide

experimentalmente la fem de la celda (Ɛ) y si se conoce Ɛ1, como

medir Ɛ2?.

Para ello se mide el potencial Ɛ1 con un potencial Ɛ2 de valor

conocido. Esto se realiza dando arbitrariamente el valor 0 (cero)

al electrodo de H2 a cualquier temperatura, pero en condiciones

estándar, y se mide Ɛ1 contra un electrodo de hidrogeno.

El electrodo de hidrogeno estándar tiene

una barra de Pt sumergida en una

solución que contiene iones H+ y sobre

el Pt burbujea H2(g):

El electrodo de H2 se conecta a otro

electrodo para determinar los

potenciales de otros electrodos y así

construir las tablas de potenciales

estándar de reducción.

Por ejemplo si se mide un electrodo de Zinc en condiciones

standard, con un electrodo estándar de hidrogeno se puede calcular

el potencial estándar del electrodo de zinc.

De la forma escrita, esto es un potencial normal de reducción. Los

potenciales pueden estar medidos como potenciales de oxidación o

de reducción. Por ejemplo el potencial de reducción del hierro

Fe+2 + 2e- Fe Ɛ0= -0,440

Y el potencial de oxidación:

Fe Fe+2 + 2e- Ɛ0= 0,440

Los valores de Ɛ0 son los mismos pero de signo cambiado.

Los potenciales se representan así:

Para el Fe: Ɛ0Fe/Fe+2= 0,440 V

Para el H2: Ɛ0H2/H+ = 0,000 V

El signo indica la tendencia de la reacción comparando con el

hidrogeno. El hidrogeno es un electrodo de referencia.

Al hidrogeno se le da el valor cero, pero es un electrodo difícil

de manejar porque el Pt se contamina y porque el H2(g) es

explosivo.

Ecuación de Nerst

Como la energía libre de una reacción mide el trabajo útil que

puede realizase, y en las celdas galvánicas se genera energía a

partir de una corriente eléctrica, es de suponer que el ΔG de una

celda tenga signo negativo, pues toda reacción de una celda

galvanica es un proceso espontáneo.

Relación entre energía libre y Ɛ

Partiendo del concepto de que energía libre es igual al trabajo

útil:

ΔG= -Wutil y como Wutil= Wcorriente electrica

y W/Q= V despejando W=V.Q

y V=Ɛ , además Q= nF entonces W=ƐQ= W=Ɛ.n.F

Finalmente la ecuación que relaciona la energía libre con la fem

queda:

ΔG=-nFƐ

Esta ecuación es importante porque relaciona la Termodinámica

(teoría) con la Electroquímica (experimental)

A partir de esta ecuación se puede calcular ΔG y podemos observar

a partir del signo (-) que:

ΔG(-) implica Ɛ(+)

ΔG(+) implica Ɛ(-)

Si la reacción es espontánea Ɛ debe ser positivo, si no es

espontánea Ɛ tiene signo negativo pero nunca Ɛ y ΔG tienen igual

signo.

Q= se mide en equivalente

Q= n.F

F= corriente necesaria para que 1 equivalente pase por el

circuito. Es la constante de Faraday.

n= numero de equivalente químico= numero de electrones.

Ecuación de Nerst

Relaciona la Ɛ con la concentración y la temperatura, tanto para

celdas como para electrodos.

Se parte de la isoterma de reacción

ΔG= ΔG0 + RTln aCc . aDd

aAa . aBb

ΔG= -nFƐ

-nFƐ = -nFƐ0 + RTln aprod

areact.

Dividiendo por –nF, se tiene la ecuación de Nerst:

Ɛ = Ɛ0 - RTln aprod

nF areact

Aplicación:

Calcular la Ɛ de la siguiente celda:

Cu0/Cu+2(m=0,02)//Sn+2(m=0,2)/Sn0

El símbolo // indica que no hay potencial de unión (hay puente

salino KCl y que anula el potencial de unión). Esto significa que

no hay contacto y el potencial de unión Ɛj=0

Oxidación Cu0 Cu+2 + 2e- Ɛ0= -0,34 V

Reducción Sn+2 + 2e- Sn0 Ɛ0= -0,14 V

Cu0 + Sn+2 Cu+2 + Sn0 Ɛ0= -0,48 V

Ɛ= Ɛ0 – RT. ln aprod.

nF areact.

Ɛ= -0,48V – 8,314.joules/moles. 298 0 K. ln aSn. aCu+2.

2. 96500 Cb aCu. aSn+2

Ɛ= -0,48V – 8,314.joules/moles0. 298 0 K. ln 1 x0,02.

2 x 96500 Cb 1x 0,2

Ɛ= -0,45 V

En estos casos, cuando no disponemos del valor del coeficiente de

actividad, se le considera= 1 y a=m.

El valor de Ɛ= -0,45 implica que ΔG (+), por lo tanto la celda no

tiene una reacción espontánea:

ΔG= -nFƐ

ΔG= -2 x 96500Cb x (-0,45 V)

ΔG= 86850 Joules.

El signo (-) indica que la polaridad supuesta para los electrodos

es contraria a la real, por tanto, el electrodo de oxidación es el

de Sn y el de reducción es de Cu.

Oxidación Sn Sn+2 + 2e- Ɛ0= 0,34 V

Reducción Cu+2 + 2e- Cu0 Ɛ0= 0,14 V

Cu+2 + Sn Cu0 + Sn+2 Ɛ0= 0,48 V

Una Ɛ(+) implica ΔG (-).

Tipos de electrodos:

1. Electrodo de metal-ion metálico

2. Electrodo de gas

3. Electrodo metal-amalgama

4. Electrodo metal-sal insoluble

5. Electrodo oxido-reducción

Electrodo metal-ion metálico

Pb(s)/Pb+2(aq)

Pb+2 + 2e- Pb0

Aplicando la ecuación de Nerst:

Ɛ= Ɛ0Pb/Pb

+2 – RT ln aPb

nF aPb+2

Ɛ= -0,13 V – RT ln 1

nF aPb+2

Este electrodo es reversible a los iones del metal (no importa

cual sea el anion). Lo que afecta es la concentración del ion Pb+2

(se puede variar para variar Ɛ).

Electrodo de gas

Es un gas que esta burbujeando en una solución (H2, O2, Cl2)

Por ejemplo, el electrodo de hidrogeno.

Pt/H2(p)/H+(aq).

Ɛ= Ɛ0H2/H+ - RT ln aH+ = -RT ln aH+

nF aH2 F PH2

Un electrodo de gas generalmente tiene dos variables: la P y la

Concentración.

Electrodo de metal-amalgama.

No es metal puro, es amalgamado con Hg (ion metálico), por lo

tanto la actividad no es igual a 1, sino que depende de la

concentración de la mezcla:

Zn+2 + 2e- + Hg(l) Zn(Hg) amalgama

Ɛ= Ɛ0 - RT ln aZn(Hg)

nF aZn+2

Electrodo de metal – sal insoluble.

Consiste en que el metal se encuentra con una sal insoluble del

metal y en esta sal insoluble esta el electrolito que contiene el

anion de la sal. Ejemplos:

Caso 1. Ag/AgCl

Caso 2. Hg/Hg2SO4

Caso 3. Hg/Hg2Cl2(calomel)

En el caso 1:

Ag/AgCl, Cl-(a)

Este electrodo es reversible al ion cloruro

Ag(s) + Cl-(ac) AgCl(s) + 1 e-

Ɛ= Ɛ0Ag/AgCl, Cl

- + - RT ln 1

F aCl-

En el caso 2:

Hg/Hg2SO4, SO4-2 (ac)

Este electrodo es reversible al ion sulfato:

2Hg(l) + SO4-2(ac) Hg2SO4(s) + 2e-

Ɛ= Ɛ0Hg2SO4, SO4-2 - RT ln 1

nF aSO4-2

En el tercer caso, electrodo de calomel:

Hg/Hg2Cl2/KCl (a)

a= 0,1 N electrodo décimo normal

Ɛ0= 0,3354V a 250C

a= 1 N electrodo normal

Ɛ0= 0,2825 V a 250C

Sal saturada electrodo calomel saturado

Ɛ0= 0,2415 V

Electrodo de oxido-reducción.

Consiste en un electrolito que contiene los dos estados de

oxidación diferentes, conectados con un metal inerte (Pt)

Ejemplo: el electrodo de ion ferroso/ion

Ferrico.

Pt/Fe+2(a1),Fe+3(a2) en la misma fase

Fe+2 Fe+3 + e-

Aplicando al ecuación de Nerst:

Ɛ= Ɛ0Fe+2/Fe+3 - RT ln aFe+3

nF aFe+2

Clasificación de las celdas galvanicas:

a. Celdas químicas : donde se produce una reacción química, que a

su vez puede ser:

a.1. con transferencia

a.2. sin transferencia o sin transporte

b. Celdas de concentración: la fem se debe a la diferencia de

concentración entre dos electrodos, que también pueden ser:

b. 1 con transferencia

b. 2. sin transferencia

Celdas químicas:

a. con transferencia

b. sin transferencia

En las celdas con transferencia hay 2 soluciones electrolíticas en

contacto.

Ejemplo

Zn/Zn+2//Cu+2/Cu

La reacción de celda es:

Zn + Cu+2 Cu + Zn+2

El contacto entre las dos soluciones produce una diferencia de

potencial que se llama potencial de unión= Ɛj.

Hay paso de iones a través de la membrana porosa.

El potencial de unión se debe a que el paso de iones no es de

igual velocidad y se acumulan cargas.

Ɛj es pequeño pero no despreciable.

Por lo tanto Ɛ=Ɛ1 + Ɛ2 + Ɛj

Para anular el Ɛj se usa un puente salino, que consiste en una

solución saturada de KCl o NH4NO3.

Celdas sin transferencias: son aquellas en las que hay un solo

electrolito; se elige de modo que un electrodo deber ser

reversible al anion y otro al cation.

Ejemplo: combinando un electrodo de H2 + electrodo de Ag/AgCl

Pt/H2(g)/H+ (a)

Ag/AgCl//Cl-(a) Pt/H2(g)/HCl(a)/AgCl/Ag

No hay contacto entre 2 soluciones electrolíticas, puesto que hay

un solo electrolito (HCl) y no hay potencial de unión.

Determinación de la constante de equilibrio Ka para una reacción

de una celda galvanica.

Para ello se calcula el Ɛ0 y con este valor el ΔG0, luego:

ΔG0= -nFƐ0

ΔG0=-RTlnKa

-nFƐ0 =-RTlnKa

lnKa= RT/nFƐ0

Ka= constante de la reacción de celda.

Aplicaciones practicas:

Escribir las reacciones electrodicas individuales y la reacción

total de la celda para cada una de las celdas siguientes:

a. Pb/PbSO4(s),SO4-2//Cu+2/Cu

Celda química con transferencia

Electrodo metal-sal insoluble//metal-ion metálico

Realizando las semirreacciones

Pb0(s) + SO4-2 PbSO4(s) + 2e-

Cu+2 + 2e- Cu(s)

Pb(s) + SO4-2 + Cu+2 PbSO4(s) + Cu(s)

b. Cd/Cd+2//H+/H2(g)

Celda química con transferencia

Electrodo metal-ion metálico//electrodo de gas

Cd Cd+2 + 2e- Ɛ0=0,403 V

2H+ + 2e- H2(g) Ɛ0=0,000 V

Cd + 2H+ Cd+2 + H2(g) Ɛ0=0,403 V

Celdas de concentración:

1. Con transferencia : los dos electrodos son iguales pero tienen

distinta concentración ya sea del electrolito o del electrodo

en si. No hay reacción química; la fem se debe a diferencias

de concentración de una misma sustancia.

Ag/AgNO3(0,05 mol/Kg)//AgNO3(0,5 mol/Kg)/Ag

Celda de concentración con trasferencia porque tiene 2

electrolitos (separados): plata/ion plata.

2. Sin transferencia : un solo electrodo pero que sirve para las

dos semipilas y distintas concentraciones del electrodo.

Pt/H2(g,p2)/H+(a)/H2(g,p2)/Pt

Hay diferencias de presión y diferencia de potencial

½ H2(p1) H+ + e-

H+ + e- ½ H2(p2)

½ H2(p1) ½ H2(p2) Ɛ01 + Ɛ0

2 = 0

Clasificar cada electrodo y cada celda y aplicar la ecuacion de

Nerst:

1. Pt/Ag/AgCl(s)/HCl(aq)/Hg2Cl2(s)/Pt

Metal/sal insoluble-metal/sal insoluble:Celda química sin

transferencia.

2. Zn/Zn+2(ac) Cu+2(ac)/Cu

Metal/ion metálico – metal/ion metálico:Celda química con

transferencia.

3. Cu/CuSO4( 1 mol/Kg)//Hg2SO4(s)/Hg(l)/Cu

Metal/ion metalico-metal/sal insoluble:

Celda quimica sin transferencia.

4. Ag/AgNO3(0,05 mol/Kg)//AgNO3(0,5 mol/Kg)/Ag

Celda de concentración con trasferencia porque tiene 2

electrolitos (separados): plata/ion plata.

Aplicación de las medidas de FEM

1. Determinación de Kps

Ejemplo: para sal insoluble AgCl

Kps= aAg+ + aCl-

Donde a= actividades en el equilibrio.

Se debe construir una celda que tenga esta reacción, por ejemplo

para la sal insoluble AgCl:

AgCl Ag+ + Cl-

El AgCl es una sal insoluble; su solución en equilibrio es muy

diluida. Se construye una celda donde uno de los electrodos debe

ser reversibles al cation y el otro al anion.

Ag/Ag+//Cl-/AgCl/Ag

Ag Ag+ + e-

AgCl + e- Cl- + Ag

AgCl Ag+ + Cl-

En la ecuación final tienen que aparecer los iones que nos

interesa. Cuando el sistema esta en equilibrio puede aplicarse la

ecuación:

lnk= RT

nFƐ0

Y para el sistema en cuestión:

K= [Ag+] [Cl-] = [Ag+] [Cl-] = Kps

AgCl

lnKps= RT

nFƐ0

De modo que para obtener el Kps solo es necesario conocer el Ɛ0

Medición del pH

El potenciometro puede medir pH porque en el electrodo de H2 la fem

depende de la presión inicial del gas y de la actividad de los

electrolitos de H2.

Para mediciones de pH se construye una celda manteniendo un

electrodo indicador en la solución a medir. No se usa el de H2

porque no es practico y se sustituye con el electrodo de vidrio

para medir el pH. Se usa el electrodo de vidrio, de

características especiales, que mantiene un potencial proporcional

al pH.

Titulaciones potenciométricas.

Desde el punto de vista de la química analítica, las titulaciones

potenciométricas son métodos instrumentales muy precisos.

Consisten en construir una grafica de pH (o fem) versus volumen de

titulante agregado.

La grafica presenta una curva característica en done el punto de

máxima inflexión es el volumen de equivalencia.