Diapositivas De La Exposici N
Páginas: 9 (2096 palabras)
Publicado: 16 de abril de 2015
Laboratorio de química,
6 ECTS (6 Prácticos)
Esta materia pretende extender los conocimientos
asentados en el “Laboratorio de Química General”
(S1). Se centra en la resolución de problemas químicos
a través de proyectos experimentales de,
aproximadamente una semana de duración. El alumno
deberá aplicar los conocimientos adquiridos en los tres primeros cuatrimestres del Grado, con el objetivo de
ofrecerle una visión de la Química como Ciencia,
huyendo de las compartimentalizaciones, y con la
multidisciplinariedad como característica principal.
Determinación de la constante de acidez
de un ácido débil
Química 3
Tema 3: Equilibrios ácidobase
Acidez y basicidad, definición de Arrhenius, Brönsted y Lewis. Equilibrios ácidobase en disolución acuosa. Autoionización del agua. Fuerza relativa de los ácidos y las bases. La escala de pH.
Determinación y cálculo del pH. Constantes de equilibrio de ácidos y bases orgánicos e inorgánicos.
Concepto de Pka. Aspectos cuantitativos de las disoluciones de ácidos y bases. Acidos polipróticos.
Propiedades ácidobase de las sales. Reacciones ácidobase. Disoluciones amortiguadoras del pH. Indicadores de pH. Representación gráfica del equilibrio ácidobase. Equilibrio ácidobase en medio no acuoso. Modelo de Pearson.
Tema 6. Equilibrio de OxidaciónReducción.
Procesos de oxidaciónreducción en disolución acuosa. Potenciales normales de electrodo de especies orgánicas e inorgánicas.
Constantes de equilibrio de una reacción redox. Potencial de célula y energía libre. Ecuación de Nernst. Equilibrios mixtos: influencia de otros equilibrios. Representación gráfica del equilibrio redox.
Tema 7. Electroquímica Fundamentos de electroquímica. Conducción eléctrica. Electrodos.
Células electroquímicas. Potencial de célula y concentración. Aplicaciones electroquímicas. Electrólisis.
Objetivo: Determinación de la constante de equilibrio de la reacción
De disociación de un ácido débil, pe ASPIRINA (HL)
K
HL ⇄ L
−(aq)
+H
+
( aq)
Se determina su
Concentración con
El electrodo de vidrio
Que responde a la
Ec de Nernst
Método: Se usa la técnica potenciométrica con electrodo de vidrio, que
Permite determinar [H⁺], con balances de carga y materia se determinan
Las otras concentraciones [L⁻] y [HL] y por tanto se obtiene K
Cálculos: determinación de K a partir del calibrado y la valoración
Objetivo:Constantes termodinámicas y estequiométricas
+
Cociente de coef actividad
−
HL=H (aq) + L(aq)
+
+
− γ
[
H
][L
] H γL
T
Ka=
γ HL
[ HL]
−
(H )(L )
K =
(HL)
T
a
+
Cte termodinámica
−
Cte estequiométrica
−
+
[ L ][H ]
K =
[ HL]
∗
a
T
∗
γ
K a =K a K a
∗
K a = f (T , P) K a = f (T , P , I )
γ
K a = f (T , P , I )
γL γH
K = γ
HL
−
γ
a
2
i
log γ i =−z A
[
+
√I
1+1,5 √ IEc DebyeHückel
1 2
I= ∑ zi c i
2
fuerzaiónica
]
Técnica potenciométrica
con electrodo de vidrio
Ec Nernst
RTln10
p=
=59.16 mV
F
a 25ºC
0
E=E '− p pH
0
+
E = E ' + p log( H )
A I constante
+
+
( H ) = [ H ] γH
+
+
+
log(H ) = log[ H ] +log γ H
0
+
E = E + p log [ H ]
Esquema electrodo de vidrio
0
+
0
E =E ' + p log γ H
+
Técnica potenciométrica
con electrodo de vidrioValoración potenciométrica
Bureta: v mL base de conc cb
Vaso:
V0 mL ácido conc ca
sal para que I sea constante
Datos v(mL) , E(mV)
300
200
E(mV)
100
0
-100
-200
-300
0
5
10
15
20
v(mL)
25
30
35
40
Técnica potenciométrica con electrodo de vidrio
Calibrado del
electrodo de vidrio
Ec. electrodo, a I cte
0
+
E = E + p log[ H ] Añadir ácido fuerte sobre disolución de electrólito inerte, a I cte
Bureta: Vac mL ácido de conc cac Vaso: V0 mL elec. inerte
Datos experimentales
Datos (V/ml, E/mV)
V(mL)
E(mV)
+
[ H ]=
c ac V ac
V 0 +V ac
[H⁺]
Datos (log [H⁺], E)
log[H⁺]
E(mV)
Representación log [H⁺] vs.E,
pendiente=p=59,16 mV a 25ºC
o.o=E⁰, potencial formal
Calibrado del electrodo de vidrio
Datos experimentales
V(mL)
E(mV)...
6 ECTS (6 Prácticos)
Esta materia pretende extender los conocimientos
asentados en el “Laboratorio de Química General”
(S1). Se centra en la resolución de problemas químicos
a través de proyectos experimentales de,
aproximadamente una semana de duración. El alumno
deberá aplicar los conocimientos adquiridos en los tres primeros cuatrimestres del Grado, con el objetivo de
ofrecerle una visión de la Química como Ciencia,
huyendo de las compartimentalizaciones, y con la
multidisciplinariedad como característica principal.
Determinación de la constante de acidez
de un ácido débil
Química 3
Tema 3: Equilibrios ácidobase
Acidez y basicidad, definición de Arrhenius, Brönsted y Lewis. Equilibrios ácidobase en disolución acuosa. Autoionización del agua. Fuerza relativa de los ácidos y las bases. La escala de pH.
Determinación y cálculo del pH. Constantes de equilibrio de ácidos y bases orgánicos e inorgánicos.
Concepto de Pka. Aspectos cuantitativos de las disoluciones de ácidos y bases. Acidos polipróticos.
Propiedades ácidobase de las sales. Reacciones ácidobase. Disoluciones amortiguadoras del pH. Indicadores de pH. Representación gráfica del equilibrio ácidobase. Equilibrio ácidobase en medio no acuoso. Modelo de Pearson.
Tema 6. Equilibrio de OxidaciónReducción.
Procesos de oxidaciónreducción en disolución acuosa. Potenciales normales de electrodo de especies orgánicas e inorgánicas.
Constantes de equilibrio de una reacción redox. Potencial de célula y energía libre. Ecuación de Nernst. Equilibrios mixtos: influencia de otros equilibrios. Representación gráfica del equilibrio redox.
Tema 7. Electroquímica Fundamentos de electroquímica. Conducción eléctrica. Electrodos.
Células electroquímicas. Potencial de célula y concentración. Aplicaciones electroquímicas. Electrólisis.
Objetivo: Determinación de la constante de equilibrio de la reacción
De disociación de un ácido débil, pe ASPIRINA (HL)
K
HL ⇄ L
−(aq)
+H
+
( aq)
Se determina su
Concentración con
El electrodo de vidrio
Que responde a la
Ec de Nernst
Método: Se usa la técnica potenciométrica con electrodo de vidrio, que
Permite determinar [H⁺], con balances de carga y materia se determinan
Las otras concentraciones [L⁻] y [HL] y por tanto se obtiene K
Cálculos: determinación de K a partir del calibrado y la valoración
Objetivo:Constantes termodinámicas y estequiométricas
+
Cociente de coef actividad
−
HL=H (aq) + L(aq)
+
+
− γ
[
H
][L
] H γL
T
Ka=
γ HL
[ HL]
−
(H )(L )
K =
(HL)
T
a
+
Cte termodinámica
−
Cte estequiométrica
−
+
[ L ][H ]
K =
[ HL]
∗
a
T
∗
γ
K a =K a K a
∗
K a = f (T , P) K a = f (T , P , I )
γ
K a = f (T , P , I )
γL γH
K = γ
HL
−
γ
a
2
i
log γ i =−z A
[
+
√I
1+1,5 √ IEc DebyeHückel
1 2
I= ∑ zi c i
2
fuerzaiónica
]
Técnica potenciométrica
con electrodo de vidrio
Ec Nernst
RTln10
p=
=59.16 mV
F
a 25ºC
0
E=E '− p pH
0
+
E = E ' + p log( H )
A I constante
+
+
( H ) = [ H ] γH
+
+
+
log(H ) = log[ H ] +log γ H
0
+
E = E + p log [ H ]
Esquema electrodo de vidrio
0
+
0
E =E ' + p log γ H
+
Técnica potenciométrica
con electrodo de vidrioValoración potenciométrica
Bureta: v mL base de conc cb
Vaso:
V0 mL ácido conc ca
sal para que I sea constante
Datos v(mL) , E(mV)
300
200
E(mV)
100
0
-100
-200
-300
0
5
10
15
20
v(mL)
25
30
35
40
Técnica potenciométrica con electrodo de vidrio
Calibrado del
electrodo de vidrio
Ec. electrodo, a I cte
0
+
E = E + p log[ H ] Añadir ácido fuerte sobre disolución de electrólito inerte, a I cte
Bureta: Vac mL ácido de conc cac Vaso: V0 mL elec. inerte
Datos experimentales
Datos (V/ml, E/mV)
V(mL)
E(mV)
+
[ H ]=
c ac V ac
V 0 +V ac
[H⁺]
Datos (log [H⁺], E)
log[H⁺]
E(mV)
Representación log [H⁺] vs.E,
pendiente=p=59,16 mV a 25ºC
o.o=E⁰, potencial formal
Calibrado del electrodo de vidrio
Datos experimentales
V(mL)
E(mV)...
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