Manualdelaboratorio 20827

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UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO
FACULTAD DE QUÍMICA
MANUAL DE PRÁCTICAS
QUÍMICA ANALÍTICA I
Clave 1402
AUTORES
Ma. del Carmen Sansón Ortega
Julio César Aguilar Cordero
Rosario Covarrubias Herrera
Alain Quéré Thorent
Olivia Zamora Martínez
Ma. Teresa Rodríguez Salazar
Sergio Miguel Ocampo Alaffita
José Juan Rodríguez Monarca

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ÍNDICE
Página
PRESENTACIÓN 3
SEGURIDAD EN EL LABORATORIO 5
PROTECCIÓN AL AMBIENTE Y ELIMINACIÓN DE DESECHOS QUÍMICOS 6
PRÁCTICAS ÚTILES PARA MANTENER UNA BITÁCORA DE
LABORATORIO 9
PRÁCTICA No. 1. PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES 11
PRÁCTICA No. 2. CONSTRUCCIÓN DE ESCALAS DE POTENCIAL Y SU
APLICACIÓN A LA PREDICCIÓN DE REACCIONES 22
PRÁCTICA NO. 3. ESTUDIO DE EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE 36
PRÁCTICA No. 4. IDENTIFICACIÓN DE UN COMPUESTO QUÍMICO A
TRAVÉS DE UNA TITULACIÓN POTENCIOMÉTRICA 46
PRÁCTICA No. 5. LOS COMPUESTOS DE COORDINACIÓN Y ALGUNAS
DE SUS REACCIONES EN DISOLUCIÓN 56
PRÁCTICA No. 6. ¿QUÉ RELACIÓN EXISTE ENTRE LA SOLUBILIDAD Y
EL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD? 65
PRÁCTICA No. 7. ESTUDIO DEL REPARTO DEL YODO ENTRE
DISOLVENTES NO MISCIBLES 72
PRÁCTICA No. 8. RESINAS DE INTERCAMBIO IÓNICO 81

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PRESENTACIÓN
En este manual de prácticas para la asignatura Química Analítica I (1402), se proponen ocho
temas de trabajo experimental relacionados con algunos conceptos básicos de la Química
Analítica. Está dirigido a alumnos de cuarto semestre de todas las carreras de la Facultad de
Química.
La estructura del manual esta planteada de la siguiente manera:
En las secciones 2, 3 y 4, se incluyen a manera de introducción recomendaciones generales
relativas a las buenas prácticas de laboratorio, abordando temas relacionados con la seguridad en
el laboratorio, la protección al medio ambiente, la eliminación de reactivos químicos y con la forma
correcta de llevar una bitácora de laboratorio.
De la sección 5 a la 12 se presentan los textos de las prácticas de laboratorio correspondientes a
un semestre lectivo. La complejidad del trabajo experimental crece progresivamente desde la
primera hasta la última práctica. En todas ellas se pretende que el alumno desarrolle su capacidad
de observación, aplicando además los conocimientos adquiridos en la clase de teoría y en los
trabajos prácticos realizados con anterioridad. En cada sección se propone una serie de problemas
que permitan al estudiante aplicar los conocimientos teóricos relacionados con el tema que se
estudia para auxiliarle a profundizar de esta manera su formación analítica.
Los ocho temas de trabajo experimental tienen el mismo formato de presentación, el cual consta
de las siguientes secciones:
Introducción
A través de un texto corto, se pretende motivar al alumno con ejemplos que lo acerquen al
tema principal, situándolo en un marco apropiado.
Tareas a cubrir
Se plantean claramente los conceptos, habilidades, actitudes y destrezas que se busca que el
alumno desarrolle durante el trabajo experimental
Reflexiones iniciales
Se propone al alumno la resolución de una serie de ejercicios que incluye conceptos
relacionados con el tema a tratar en la actividad experimental, para que éste se familiarice con
los conceptos involucrados y con las operaciones y razonamientos correspondientes.
Problema
A través de una pregunta inicial se plantea al alumno un reto o desafío a realizar, que lo lleva
a tomar conciencia del concepto que se desarrollará.
Actividades Prelaboratorio
Con el objeto de planear y organizar de una mejor forma el trabajo experimental, se sugieren
una serie de actividades previas al experimento. Entre ellas están:
- revisar la toxicidad de los reactivos que utilizará y así hacer conciencia de los riesgos a
los que esta expuesto al utilizarlos.
- elaborar un mapa conceptual de los conceptos relacionados al tema principal.

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Actividad experimental
Además de las actividades involucradas en el desarrollo procedimental, se incluyen preguntas
(en negritas) para que el alumno reflexione sobre qué se hizo y el por qué de ello justo en el
momento mismo en que se lleva a cabo la práctica.
También se intercalan Alertas que son llamadas de atención para que el estudiante tenga
cuidado con el manejo de reactivos en los momentos clave de la experimentación.
Cálculos y resultados
Este espacio se dedica al desarrollo de actividades de registro, manejo de datos y
construcción de gráficas.
Cuestionario
Se plantean preguntas sobre los aspectos que se quiere reforzar o destacar de la actividad
experimental, buscando ayudar al alumno a evaluar su desempeño en la práctica, así como
los resultados obtenidos y su relación con los conceptos tratados en la misma.
Manejo y disposición de residuos
Al final de cada práctica se dan las indicaciones pertinentes sobre la recolección de productos
para su posterior tratamiento. Se refuerza la formación de actitudes responsables para la
prevención de la contaminación ambiental.
Guías
Su objetivo es ofrecer información adicional de interés para el estudiante, con el propósito de
apoyarlo en diferentes momentos del trabajo experimental. Su presentación al final de cada
práctica tiene la finalidad de que el alumno no pierda el interés o que olvide detalles del
experimento cuando acude a la biblioteca.
Bibliografía
Se indican las fuentes de información primarias y secundarias consultadas, utilizadas para
fundamentar cada práctica.
Ciudad Universitaria, México, D.F., julio de 2007

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SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
Cuando se trabaja en un laboratorio, siempre existe el peligro potencial de un sufrir un accidente
durante el manejo de las sustancias y de los materiales que se utilizan. Recuerda que:
SUSTANCIA PELIGROSA + ERROR HUMANO = ACCIDENTE
Así, con el fin de evitar en la medida de lo posible los accidentes de laboratorio, conviene tener
presente la siguiente serie de reglas:
1) Tu lugar de trabajo siempre debe estar limpio y ordenado.
2) Debes seguir todas las reglas de higiene y seguridad indicadas en el reglamento vigente
de la facultad.
3) Estudia cada experiencia antes de cada sesión, ya que ahorrarás tiempo y evitarás
errores y accidentes innecesarios.
4) El laboratorio es un lugar para trabajar con seriedad, todos deben tomar conciencia de la
importancia de trabajar con seguridad.
5) En caso de accidente, por pequeño que sea, da aviso de inmediato al profesor o al
laboratorista.
6) Nunca se debe comer, beber o fumar en el laboratorio.
7) Siempre debemos trabajar en un lugar bien ventilado. En el caso en que debas usar
sustancias que desprendan vapores, hazlo dentro de las campanas de extracción.
8) Tu cabello, si es largo, deberá estar recogido para evitar accidentes, especialmente
cuando se trabaja con mechero.
9) Todo el material que vayas a emplear debe estar perfectamente limpio tanto al principio
como al final del experimento, con el propósito de evitar contaminaciones o reacciones no
deseadas durante el desarrollo de la práctica.

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PROTECCIÓN AL AMBIENTE Y ELIMINACIÓN DE DESECHOS QUÍMICOS
DISPOSICIÓN DE RESIDUOS QUÍMICOS
La disposición adecuada de residuos químicos es esencial para proteger la salud y mantener la
seguridad de quienes laboran en un laboratorio químico. Llevarla a cabo también reducirá
amenazas presentes y futuras sobre el medio ambiente. Es por ello que la disposición de todos los
residuos químicos, hecha de una manera segura, eficiente, legal, y a un costo adecuado resulta
imperativa.
La minimización de residuos químicos es la reducción, en lo posible, de la cantidad de residuos
químicos peligrosos que son generados o subsecuentemente tratados, almacenados, o
descargados. Incluye cualquier reducción en la fuente, mediante el reciclaje, o de las actividades
de tratamiento que conduzcan a la reducción del volumen total o de la cantidad de residuos
químicos peligrosos, así como a la reducción de la toxicidad de los residuos químicos peligrosos.
La reducción en la fuente, el reciclaje, y el tratamiento en el laboratorio son tres tipos de
actividades que reducen el volumen o la toxicidad de cualquier residuo químico peligroso:
1. Reducción en la fuente
Es el mejor acercamiento a la minimización de residuos. Puede verse como una actividad que
reduce o elimina la generación de un residuo químico peligroso en un proceso. Un elemento de
reducción en la fuente es, por ejemplo el cambio de reactivos. Así, la generación de residuos por
disolventes puede reducirse o eliminarse sustituyéndolos por materiales menos tóxicos y más
seguros desde el punto de vista ambiental. Por ejemplo, los detergentes biodegradables pueden
sustituir a los disolventes que se usan en la limpieza del material de vidrio.
2. Reciclaje
Incluye tanto la reutilización como la recuperación. El reciclaje puede verse como cualquier
actividad que reduce el volumen de residuos peligrosos o tóxicos con la generación de un material
valioso o de alguna forma de energía aprovechable. La reutilización, la recuperación, y el reciclaje
deberían ser las primeras consideraciones antes de clasificar un reactivo químico como un
desecho.
3. Tratamiento en el punto de generación (el laboratorio)
El tratamiento para la reducción o eliminación de la toxicidad de un residuo químico peligroso
puede realizarse de dos formas, principalmente:
1. Alteración de los constituyentes tóxicos del residuo a formas menos tóxicas o no
tóxicas.

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2. Disminución de la concentración de constituyentes tóxicos en el residuo, empleando
mecanismos diferentes a la dilución (la dilución de los residuos para lograr las
concentraciones aceptables de disposición de descarga es inaceptable). Idealmente, estos
pasos de tratamiento deberían estar descritos en todos los procedimientos de
laboratorio. Los residuos químicos que se generan habitualmente en los laboratorios de
enseñanza experimental incluyen ácidos y bases inorgánicos, disolventes orgánicos,
metales, un gran número de polvos secos, los reactivos sin reaccionar y los productos de
reacción de experimentos. Los residuos que se generan en el laboratorio son usualmente
mezclas, disoluciones o sustancias contaminadas, y en ocasiones agentes químicos. Un
programa de minimización de residuos debe involucrar un esfuerzo continuo, no es un
procedimiento que se lleva a cabo una sola ocasión. Una de las metas finales de cualquier
experimento debería ser la de reducir al mínimo la generación de residuos.
CLASIFICACIÓN DE RESIDUOS EN PELIGROSOS Y NO PELIGROSOS
Las regulaciones ambientales requieren que una persona que ha generado un residuo químico lo
catalogue como peligroso o no peligroso. La información en esta sección ayudará al generador de
residuos químicos a clasificarlos.
Un residuo químico peligroso es cualquier residuo químico líquido, gaseoso o sólido que exhibe
cualquiera de las siguientes características:
Inflamabilidad. Un residuo químico es inflamable si presenta cualquiera de las siguientes
propiedades:
• Es un líquido cuyo punto de inflamación sea menor a 60 ºC
• No es un líquido pero es capaz bajo condiciones de temperatura y presión estándar, de
causar fuego bajo la acción de una fricción, absorción de humedad o cambios químicos
espontáneos y, cuando arde, se quema vigorosa y persistentemente.
• Es un sólido, líquido o gas que consume o libera oxígeno fácilmente, ya sea a temperatura
ambiente o bajo calentamientos suaves. Esto incluye a los peróxidos, cloratos, percloratos,
nitratos y permanganatos.
Corrosividad. Un residuo químico es corrosivo si el residuo posee cualquiera de las
siguientes características:

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• Una disolución acuosa que posea un pH menor o igual a 2, o mayor o igual que 12.5 es
considerada como corrosiva.
• Sólidos que, cuando son mezclados con una parte igual de agua, forman disoluciones con
un pH como se describió en el inciso anterior. (Revisar. Algunos gases también se
consideran corrosivos, no es cierto?)
Reactividad. Un residuo químico se caracteriza por ser reactivo si posee cualquiera de las
siguientes propiedades:
a. Normalmente es inestable y fácilmente realiza un cambio violento sin detonación.
b. Cuando se mezcla con agua, reacciona violentamente, forma mezclas
potencialmente explosivas, o genera gases tóxicos en cantidades suficientes como
para representar un peligro a la salud humana.
c. Contiene cianuros o sulfuros que, cuando son expuestos a condiciones de pH
entre 2.0 y 12.5, pueden generar gases tóxicos en cantidades suficientes como
para presentar un peligro a la salud humana.
Toxicidad. Un residuo se considera peligroso por su toxicidad al ambiente cuando presenta
niveles excesivos de diversos constituyentes tóxicos entre los que se puede mencionar los
siguientes: arsénico, cadmio, cromo(VI), plomo, mercurio, níquel, selenio, talio, cobre, zinc,
cianuros, disolventes clorados como el cloroformo y el tetracloruro de carbono.
MANEJO DE RESIDUOS NO PELIGROSOS
La disposición de residuos no peligrosos en la de basura o en el sistema de alcantarillado puede
ser apropiado bajo determinadas condiciones, las cuales se describen a continuación. Todos los
residuos sólidos no peligrosos deben disolverse en agua antes de descargarlos a la
alcantarilla. Los residuos sólidos se colocan en una bolsa de polietileno antes de depositarlos en la
basura, indicando claramente mediante etiquetado el nombre químico del producto y marcado
como "Residuo no peligroso".
Los residuos no peligrosos que no pueden descargarse en la basura o alcantarillado deben ser
manejados como residuos peligrosos. Si existe alguna duda respecto a la clasificación de
alguna sustancia o de algún compuesto químico, lo mejor es asumir que éstos son
peligrosos.
Guía de manejo de residuos químicos. http://www.2.udec.cl/sqrt/reglamento/reglresiduos.html

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PRÁCTICAS ÚTILES PARA MANTENER UNA BITÁCORA DE LABORATORIO
Una de las habilidades esenciales que se debe desarrollar en el laboratorio es el uso apropiado de
una bitácora, herramienta esencial en muchas carreras, tanto en el terreno profesional como en el
de la investigación. La experiencia indica que el alumno llega a desarrollar la habilidad suficiente
para llevar una bitácora correctamente solamente a través del esfuerzo continuo, ya que dicha
habilidad no se da naturalmente.
Una bitácora es un diario de trabajo. Es un documento totalmente personal y una fuente primaria
de información, por lo que todo lo que se haga en el laboratorio debe registrarse en ella, desde el
procedimiento hasta los cálculos y conclusiones realizados. La información debe ser legible y
presentada de una manera lógica, los datos que se registren deben ser rápidamente accesibles,
indicando claramente las unidades empleadas. Las notas deben tomarse inmediatamente para no
dejar nada a la memoria. Esto es, la bitácora debe narrar todas las experiencias que permitan
reconstruir las acciones llevadas a cabo.
La bitácora debe llevarse consigo al lugar de labores. Por lo tanto, es de suponer que se le dará un
uso constante y, tal vez, agitado y rudo. En el laboratorio se coloca sobre la mesa de trabajo, por lo
que está expuesta a que se derramen sobre ella reactivos puros o disoluciones de ellos; si se
trabaja cerca del mechero, puede llegar a quemarse. Un aspecto importante a considerar en la
selección de la bitácora, es el tipo de papel que se usará. Una regla básica es que éste sea
resistente al rasgado, poco poroso y absorbente, preferentemente blanco, ya sea rayado,
cuadriculado o liso. El rayado y el cuadriculado pueden ser útiles para la organización de las notas
o para la elaboración de tablas o gráficas preliminares. El cuaderno o libreta seleccionada debe
estar encuadernado (con hojas cosidas) y foliado.
Al mismo tiempo que se elige el material para la bitácora, debe seleccionarse el instrumento para
la escritura de las notas de trabajo. La tinta ha sido preferida por los habituados al trabajo en el
laboratorio, la mejor opción son los bolígrafos ya que son resistentes al agua y a diversos
disolventes, como el etanol. Jamás se borra o se tacha completamente ni se utiliza corrector.
Cuando se considere necesario, sólo se traza una línea sobre el escrito deseado; uno nunca sabe
si la idea indeseada podrá ser útil o correcta en un momento posterior.
Por otra parte, no deben usarse abreviaturas, sobre todo si son personales, ya que su significado
suele olvidarse con el tiempo. Algo más que debe evitarse son las anotaciones en papeles u
hojas sueltas, ya que se pueden perder por muy diversos motivos.
Ya que se trata de una herramienta del trabajo científico o técnico, al elaborar la bitácora se debe
seguir la misma disciplina y rigor que requiere el “método científico” en el orden, organización y
planeación. Lo primero a escribir en una bitácora de trabajo, son los datos de identificación de la
misma. Ya sea en la cubierta o en la primera página, debe plasmarse claramente el nombre del
propietario de la bitácora, la disciplina, tema o materia para la que se ha designado, así como la

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información sobre la adscripción –nombre del laboratorio o lugar de trabajo, domicilio y teléfono-,
para evitar el riesgo de pérdida o extravío.
Cada registro debe empezar con la fecha y el título del experimento, y en caso de incluir gráficos
realizados en Excel®
u hojas adicionales con información relevante, estos deben pegarse en la
libreta y firmarse de tal manera que la firma abarque la hoja de la libreta y la hoja adicional.
Para finalizar se incluye la definición de Bitácora presentada en la Norma Mexicana NMX-AA-
005-SCFI-2000.
Se entiende por bitácora al cuaderno de laboratorio debidamente foliado e identificado, en el cual
los analistas anotan todos los datos de los procedimientos que siguen en el análisis de una
muestra, así como todas las informaciones pertinentes y relevantes a su trabajo en el laboratorio.
Es a partir de dichas bitácoras que los inspectores pueden reconstruir el proceso de análisis de
una muestra tiempo después de que se llevó a cabo.

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PRÁCTICA No. 1. PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES
Elaborada por: Ma. del Carmen Sansón Ortega
Revisada por: Julio César Aguilar Cordero y Rosario Covarrubias Herrera
INTRODUCCIÓN:
Los reactivos químicos se fabrican con diferentes grados de pureza:
• Reactivo comercial o Grado Técnico.
Estos reactivos se utilizan ampliamente para uso industrial; la mayoría de ellos contiene
muchas impurezas por lo que no se emplean como reactivos de laboratorio.
• Reactivo Grado USP (grado farmacopéico)
Los reactivos químicos que cumplen con estas especificaciones, se purifican para que
pasen ciertas pruebas, como es la ausencia de determinadas impurezas que afectan a la
salud. Los ensayos que se aplican a estos reactivos están detallados en las farmacopeas.
Los reactivos USP se pueden emplear en el laboratorio de análisis pero no tienen la
pureza de un reactivo Q.P.
• Reactivo Grado Q.P. (Químicamente puro)
Son reactivos generalmente más puros que los reactivos USP. De hecho muchas
sustancias Q.P. se preparan por casi el mismo proceso que los reactivos de grado
analítico. Dichos reactivos se estandarizan individualmente por la casa que los produce.
Debido a esto, varía la pureza del reactivo.
• Reactivo Grado Analítico
Estos reactivos químicos se producen, purifican y analizan con mucho cuidado y bajo
normas estrictas de calidad, para asegurarse que el contenido de ciertas impurezas se
encuentra bajo las especificaciones dadas por el Comité de Reactivos Analíticos de la
Sociedad Química Americana. Las etiquetas para los recipientes de tales reactivos
especifican los límites máximos de las impurezas analizadas.
Los fabricantes controlan cada lote antes de empacar, y garantizan lo especificado en la
etiqueta.
Se recomienda utilizar únicamente reactivos grado analítico para hacer trabajos analíticos.
En muchas aplicaciones analíticas, por supuesto, se pueden emplear otros grados de
reactivos.
• Reactivos Grado Estándar Primario
Generalmente requieren métodos especiales de purificación y se sabe contienen un cierto
porcentaje de pureza (generalmente muy cercano al 100%).
Agua destilada y desionizada
En la química cuantitativa es esencial preparar disoluciones usando agua que ha sido purificada
eliminando los minerales que se encuentran en el agua de la llave (sodio, calcio, magnesio, sulfato,
cloruro, carbonato, etc.). La mayoría de los laboratorios tiene sistemas de purificación de agua, los
que se basan en la destilación de ésta o bien en su desionización.
El proceso de desionización es semejante al del ablandamiento del agua, salvo que elimina tanto
cationes como aniones. La desionización se lleva a cabo por medio de resinas intercambiadoras
de iones. Para ciertas aplicaciones, el contacto del agua con la resina introduce cantidades
significativas de sustancias orgánicas, lo que puede ocasionar errores en ciertos procedimientos
analíticos. Es posible, sin embargo, eliminar estas impurezas orgánicas mediante procedimientos
tales como la irradiación con luz ultravioleta.
El agua destilada es excelente para casi todas las aplicaciones, pero aún puede contener
impurezas, debido a la presencia de sustancias volátiles. Cuando se preparan disoluciones de
hidróxido de sodio, es recomendable eliminar el dióxido de carbono, ya sea hirviendo el agua o
bien burbujeando en ella aire exento de CO2, durante una hora.
Almacenamiento y uso de las disoluciones
Para guardar o contener las disoluciones preparadas se prefieren recipientes de vidrio pyrex
debido a su gran resistencia a la acción química. Los envases de plástico hechos de polietileno, se

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utilizan ampliamente pero tienen limitaciones debido a que el plástico es permeable a los gases
(CO2 , O2) presentes en el aire. En ocasiones conviene utilizar recipientes de polímeros
organofluorados que resultan bastante inertes y eliminan prácticamente toda posibilidad de
contaminación de las disoluciones.
Los usuarios de reactivos deben tener ciertas precauciones con ellos:
1. Sólo se debe sacar del envase un ligero exceso de reactivo sobre la cantidad requerida, debido
al riesgo de contaminación que se corre.
2. Nunca se debe tomar el reactivo directamente del frasco.
3. Nunca se debe de regresar el excedente de reactivo al frasco original. Se debe disponer de
este excedente de una manera apropiada.
TAREAS POR CUBRIR:
• Calcular las cantidades de reactivos que se necesitan para preparar distintas disoluciones.
• Preparar disoluciones de concentraciones bien definidas, que serán utilizadas en prácticas
posteriores.
• Efectuar correctamente las operaciones involucradas en la preparación de disoluciones.
• Conocer las concentraciones de los ácidos y bases concentrados de uso más frecuente en un
laboratorio de química, y mostrarlas usando las diferentes unidades que se emplean para los
reactivos concentrados.
• Realizar correctamente el proceso de dilución.
• Manipular correctamente la balanza analítica, la pipeta graduada, el matraz volumétrico y la
probeta.
• Preparar correctamente una disolución amortiguadora.
• Valorar los conceptos y procedimientos mencionados en los puntos anteriores y la importancia
que tienen en la preparación de disoluciones.
REFLEXIONES INICIALES (PARTE I. DISOLUCIONES)
Contesta las siguientes cuestiones, seleccionando la respuesta correcta.
1) Si expresamos la concentración de una disolución acuosa en:
a) Molaridad b) Molalidad c) Normalidad
d) Fracción molar e) % en peso
¿Cuáles de ellas variarán al modificar la temperatura?
____1. Todas ____3. a, b y c
____2. Sólo a y c ____4. c, d y e
2) ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son ciertas?
a) Para cualquier disolución, molaridad y molalidad son prácticamente iguales.
b) Una disolución diluida es siempre no saturada.
c) La fracción molar de un componente en una disolución aumenta al aumentar la temperatura.
d) La normalidad de una disolución siempre es mayor que la molaridad de la misma.
____1. Todas ____3. Sólo a, y b
____2. Ninguna ____4. Sólo c, y d

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3) En un tubo de ensayo hay 5 cm3
de una disolución de NaNO3. Cuando se evapora el agua,
queda un residuo sólido de 120 mg. Con estos datos se podría asegurar que:
____ 1. No es posible determinar la molaridad de la disolución de NaNO3
____ 2. Si se conociera la densidad de la disolución sería posible determinar su molaridad.
____ 3. La disolución es 0.28 M
____ 4. La disolución es 0.28 x 10-3
M.
4) Si de una disolución saturada de un sólido prácticamente insoluble en agua evaporamos la
mitad del agua, manteniendo la temperatura constante, ¿cuál sería la molaridad de la
disolución?
____1. Igual a la inicial ____3. El doble de la inicial
____2. La mitad de la inicial ____4. Cuatro veces la inicial
5) Para preparar una disolución 1M de un compuesto sólido muy soluble en agua, ¿qué sería
necesario hacer?
____1. Añadir un litro de agua a 1 mol del
compuesto
____3. Añadir agua a un mol del compuesto
hasta completar un kilogramo de disolvente.
____2. Añadir un mol del compuesto a un
kilogramo de agua.
____4. Disolver un mol del compuesto en
suficiente cantidad de agua y completar hasta
un litro de disolución.
6) ¿Qué habría que hacer para preparar 500 mL de H2SO4 0.2N a partir de H2SO4 6M?
____1. Añadir 8.3 cm3
del ácido concentrado a
la cantidad suficiente de agua para obtener 0.5
litros de disolución.
____3. Añadir 16.6 cm3
del ácido concentrado a
la cantidad suficiente de agua para obtener 0.5
litros de disolución.
____2. Tomar 8.3 cm3
de ácido concentrado y
añadirlos a 0.5 litros de agua.
____4. La disolución no se puede preparar con
este ácido tan concentrado.
7) Si se añaden 25 mL de sacarosa (C12H22O12) 0.11M a 10 mL de sacarosa 0.52M, suponiendo
volúmenes aditivos, la molaridad resultante será:
____1. 0.37 M ____2. 0.63 M ____3. 0.23 M ____4. 0.41 M
8) Uno de los siguientes enunciados no permite calcular exactamente la molaridad de la
disolución. ¿De cuál se trata?
____1. Se disuelven 2.1735g de NaCl en agua
hasta alcanzar 500 cm3
.
____3. Se agregan exactamente 50 cm3
de
agua a una muestra de KI que pesa 1.326 g.
____2. Se evaporan 532.6 cm3
de disolución
de KCl, quedando como residuo 2.9632 g de la
sal.
____4. 19.58 cm3
de HCl 0.0863 M se diluye a
500 cm3
.

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ACTIVIDADES PRELABORATORIO
1) Diseña un mapa conceptual sobre los conceptos que tú consideras relacionados con el trabajo
que vas a desarrollar. (Si tienes duda de cómo hacerlo consulta con tu profesor).
Posteriormente reúnete con tres o cuatro compañeros y discutan sobre estos tópicos.
2) Consulta la reactividad y toxicidad de los reactivos que vas a emplear.
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL
MATERIALES Y REACTIVOS
MATERIALES REACTIVOS
7 vasos de precipitados de 50 mL Ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado
95% p/p; d = 1.83 g/cm3
2 pipetas graduadas de 10 mL Ácido clorhídrico (HCl) concentrado
37% p/p; d = 1.18 g/cm3
1 matraz volumétrico 500 mL Solución de hidróxido de sodio (NaOH)
saturada 50% p/p; d = 1.5g/cm3
1 matraz volumétrico 1000 mL Ácido nítrico (HNO3) concentrado 71%
p/p ; d = 1.42 g/cm3
1 espátula Amoniaco NH3 concentrado 34% p/p; d
= 0.88 g/cm3
2 embudos de filtración rápida Biftalato de potasio (KHC8H4O4) R.A.
sólido 99.8%
1 balanza analítica Tetraborato de sodio (Na2B4O7 ·
10H2O) R.A. sólido 99.8%
1 piseta Dihidrogenfosfato de sodio (NaH2PO4)
R.A. sólido 99.2%
9 frascos limpios con tapa, de polietileno de
500 mL de capacidad
Tartrato ácido de potasio (KHC4H4O6)
99%
2 frascos de vidrio ámbar limpios con tapa de
500 mL de capacidad.
Monohidrogenfosfato de potasio
(K2HPO4) R.A. sólido 98.5%
Etiquetas o cinta adhesiva Hexametiléntetramina (urotropina,
C6H12N4) R.A. sólido 98%
1 nave para pesar Cloruro de amonio (NH4Cl) 99.5%
REACTIVOS REACTIVOS
Sulfato de cobre(II) pentahidratado
(CuSO4·5H2O) R.A. sólido 100%
Acetato de sodio trihidratado
(CH3COONa·3H2O) R.A. sólido 99.5%
Nitrato de zinc hexahidratado (Zn(NO3)2·6H2O)
R.A. sólido 99.5%
Ácido acético glacial (CH3COOH) 99.8 % p/p; d
= 1.050 g/cm3
Bicarbonato de sodio (NaHCO3) R.A sólido
100%
Carbonato de sodio (Na2CO3) R.A. sólido 99.5%
Nitrato de cobre (II) trihidratado
(Cu(NO3)2·3H2O) R.A. sólido 100%
Sulfato de niquel(II) heptahidratado
(NiSO4·7H2O) R.A. sólido 99%
Sulfato de zinc heptahidratado (ZnSO4·7H2O)
R.A. sólido 100%
Sulfato de hierro(II) (FeSO4.·7H2O) R.A. sólido
99%
Nitrato de potasio (KNO3) R.A. sólido 99.7% Nitrato de plata (AgNO3) R.A. sólido 100%
Nitrito de potasio (KNO2) R.A. sólido 98% Ácido fosfórico (H3PO4) R.A. 87.5 % p/p; d =
1.713 g/cm3
Etiléndiamina (H2NCH2CH2NH2) R.A. 98%; d =
0.9 g/cm3
Cianuro de potasio (KCN) R.A. sólido 99.0%
Cloruro de sodio R.A. sólido NaCl 99.5% Cloruro de potasio (KCl) R.A. sólido 99.5%
Nitrato férrico nonahidratado (Fe(NO3)3·9H2O)

16
R.A. sólido 99.0%
PROBLEMA No. 1:
¿Qué cantidad de sustancia debes pesar o medir para preparar el volumen indicado de las
disoluciones que se enlistan en la siguiente tabla?
Sustancia Fórmula y
masa
molar
Volumen
(V) por
preparar
Conc.
por
preparar
(mol/L)
Moles
de
soluto
en (V)
Gramos
por
pesar
(g)
Corrección
de masa
por pureza
del reactivo
Volumen
por medir
(mL)
Ácido nítrico * 100 mL 1.0 M
Ácido sulfúrico * 500 mL 4.0 M
Ácido clorhídrico * 1000 mL 0.1 M
Ácido clorhídrico * 100 mL 1.0 M
Ácido acético * 100 mL 1.0 M
Ácido acético * 250 mL 0.1 M
Hidróxido de sodio * 250 mL 1.0 M
Biftalato de potasio † 500 mL 0.05 m
Tetraborato de sodio ** † 500 mL 0.05 M
Buffer pH = 7, fosfatos † 500 mL 0.1 M
Buffer pH = 5, acetatos † 500 mL 0.1 M
Buffer pH = 6 urotropina † 500 mL 0.1 M
Bicarbonato de sodio † 500 mL 0.1 M
Tartrato ácido de potasio
(pH =3.5) †
500 mL Saturada
≈ 0.025 M
Sulfato de cobre(II) ** 100 mL 0.1 M
Nitrato de cinc ** 250 mL 1.0 M
Nitrato de cobre(II) ** 100 mL 0.1 M
Sulfato de cinc ** 100 mL 0.1 M
Nitrato de cobre(II) ** 250 mL 1 M
Sulfato de cinc ** 250 mL 1 M
Sulfato de hierro(II) ** 250 mL 1 M
Nitrato de potasio 250 mL 1 M
Nitrato de plata 250 mL 0.1 M
Sulfato de niquel(II) ** 250 mL 0.1 M
Nitrato de potasio 250 mL 0.2 M
Sulfato de hierro(II) †** 250 mL 0.2 M
Nitrato de hierro(III) ** 250 mL 0.2 M
Nitrito de sodio 250 mL 0.2 M
Cloruro de amonio 250 mL 0.1 M
Acetato de sodio ** 250 mL 0.1 M
Amoniaco ** 250 mL 0.1 M
Ácido fosfórico * 250 mL 0.1 M
Monohidrógenofosfato de
potasio **
250 mL 0.1 M
Dihidrógenofosfato de
sodio **
250 mL 1.0 M
Carbonato de sodio 250 mL 0.1 M
Sulfato de niquel (II) ** 50 mL 0.2 M
Acetato de sodio * 100 mL 1.0 M
Nitrato de plata 250 mL 0.1 M
Cloruro de sodio 250 mL 2.0 M
Cloruro de sodio 250 mL 0.25 M
Cloruro de potasio 250 mL 2.0 M
Etilendiamina 50 mL 12.5 % v/v
Amoniaco * 50 mL 6.0 M
Cianuro de potasio 50 mL 1.0 M
* Considera la densidad y el % en peso de la sustancia, y con estos datos realiza los cálculos que se piden.
Consulta la lista de reactivos

17
** En la lista de reactivos se indica la fórmula correcta de cada compuesto.
† Prepara la disolución con agua recientemente hervida y fria.
PROCEDIMIENTO
1) Pesa con cuidado en una nave para pesar o en un vaso de precipitados de 50 mL la
cantidad de soluto calculada. O bien, si el reactivo es líquido, mide cuidadosamente con
una pipeta la cantidad requerida.
2) Para el caso de los reactivos líquidos, transfiere el reactivo medido con la pipeta a un
matraz volumétrico cuya capacidad esté de acuerdo al volumen de disolución que vayas
a preparar y que contenga aproximadamente 100 mL de agua destilada, agita con
cuidado y completa el volumen hasta la marca del aforo con agua destilada.
Cuando se preparan disoluciones de ácido sulfúrico a partir del reactivo concentrado, se
recomienda trabajar en un baño de hielo.
Para preparar la disolución de hidróxido de sodio, utiliza agua destilada recién hervida y
enfriada.
Tapa el matraz y homogeneiza la disolución invirtiéndolo varias veces.
¿Por qué se debe preparar el ácido sulfúrico en un baño de hielo?
¿Por qué se debe preparar la disolución de sosa con agua hervida?
3) En el caso de los reactivos sólidos, disuélvelos con una pequeña porción de agua destilada.
Trasvasa la disolución al matraz aforado con la ayuda de un agitador y usando un embudo.
Lava varias veces el vaso y el embudo con pequeñas porciones de agua destilada. Completa el
volumen con agua destilada hasta la marca del aforo. Tapa el matraz y homogeneiza la
disolución invirtiéndolo varias veces.
4) Para preparar las disoluciones buffer o amortiguadoras, puedes seguir cualquiera de los
siguientes procedimientos :
a) Para el caso de reactivos sólidos, pesa en vasos de precipitados de 50 mL, la cantidad
calculada de cada una de las sales constituyentes del amortiguador. Disuelve en 50 mL de
agua destilada y hervida, transfiere al matraz volumétrico. Lava el (los) vaso(s) de
precipitados con varias porciones de 5 mL de agua destilada y hervida e incorpora todas las
aguas de lavado en el matraz volumétrico. Lleva al aforo con agua destilada y hervida. Es
frecuente que el amortiguador se prepare con los correspondientes ácido y base
conjugados. Cuando el ácido es un líquido, se mide la cantidad calculada con una pipeta
adecuada y se transfiere a un matraz volumétrico que contenga aprox. un 20% de su
¡ALERTA!
• El hidróxido de sodio puede producir quemaduras severas. Manéjalo con
precaución.
• Los ácidos nítrico, clorhídrico y sulfúrico son altamente corrosivos y tóxicos.
• El amoniaco es irritante.
Trabaja bajo la campana.
Evita el contacto de estos reactivos con la piel, pero si éste llega a ocurrir,
lava el sitio afectado con abundante agua fría y avisa inmediatamente a tu
profesor.

18
volumen de agua destilada y hervida. Por otra parte, se pesa la cantidad calculada de la sal
en un vaso de 50 mL se disuelve en 10 mL de agua destilada y hervida y se transfiere al
mismo matraz que ya contiene el ácido. El vaso de precipitados se lava con varias porciones
de agua destilada y hervida y se incorporan todas las aguas de lavado en el matraz
volumétrico. Lleva al aforo con agua destilada y hervida. Tapa el matraz y homogeneizar la
disolución invirtiéndolo varias veces.
b) Una manera muy práctica de preparar una disolución amortiguadora es la siguiente:
Se pesa la cantidad calculada de la sal para tener la concentración analítica total de buffer,
se disuelve con agua destilada y hervida en un volumen que represente aproximadamente el
80% del volumen final del tampón. Se sumergen electrodos para la medición del pH y se
vigila la variación de este último. Se adiciona NaOH o HCl, según sea el caso, para subir o
bajar el pH, hasta alcanzar el pH deseado. La disolución se transfiere a un matraz
volumétrico y se lava el vaso de precipitados con algunas porciones de agua. Los lavados se
añaden al contenido del matraz volumétrico. Se diluye hasta el aforo y se homogeneiza.
5) Transfiere la disolución preparada a un frasco limpio y seco, debidamente etiquetado, en el que
se indique el nombre del reactivo, concentración, fecha de preparación y el nombre de la
persona que hizo la disolución.
6) La disolución de tiosulfato de sodio se debe guardar en un frasco de vidrio ámbar. Guardar las
disoluciones de sosa en frascos de polietileno.
CUESTIONARIO
1. ¿Cómo influye el agua de hidratación de los sólidos en los cálculos que se llevan a cabo para la
preparación de las disoluciones?
2. ¿Qué consideraciones hay que hacer para preparar las disoluciones que tienen solutos
líquidos, como los ácidos clorhídrico, nítrico y sulfúrico?
3. ¿Cómo afecta la pureza en que se encuentra el reactivo para la preparación de las
disoluciones?
4. ¿Para qué son utilizadas las disoluciones? ¿Dónde son utilizadas? Describe un ejemplo de uso
en el laboratorio químico.
5. ¿Cuál es la razón por la que se recomienda guardar las disoluciones de sosa y EDTA en
envase de plástico?
6. Por que se recomienda conservar las disoluciones de tiosulfato de sodio en un envase de vidrio
ámbar?
7. ¿Por qué un buffer (también llamado amortiguador o tampón) se opone a los cambios de pH?
8. ¿Por qué los bioquímicos y otros científicos de las ciencias de la vida están particularmente
interesados en los amortiguadores?
9. Se dice que un buffer está constituido por un ácido y su base conjugada. ¿Por qué las
disoluciones de biftalato de potasio, tetraborato de sodio o de tartrato ácido de potasio, se
pueden emplear como disoluciones tampón de pH?

19
REFLEXIONES FINALES
Contesta las preguntas que se te plantean a continuación.
1) ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son falsas? a) Una disolución molal contiene un mol
de soluto en 1000 g de disolución. b) Una disolución 2N de ácido sulfúrico contiene un mol de
H2SO4 en 1000 cm3
de disolución. c) En 200 mL de una disolución 10M de ácido sulfúrico hay
cinco equivalentes de sulfúrico. d) 20 mL de NaCl 2M contiene igual número de iones cloruro
que 20 mL de CaCl2 2 M.
____1. b y c ____3. a, c y d
____2. Sólo a y d ____ 4. Todas
2) ¿Qué volumen de una disolución de etanol, C2H6O, que tiene el 94% de etanol en masa,
contiene 0.200 mol de C2H6O? La densidad de la solución es 0.807g/mL
3) ¿Cómo varía la concentración de una disolución al añadir agua?
4) ¿Cómo varía la concentración de una disolución al evaporarla?
5) Describe los pasos básicos implicados en la dilución de una solución de concentración
conocida.
6) Describe cómo se prepara 1.00 L de solución de HCl 0.646 M a partir de una solución 2.00 M.
7) Se tienen 505 mL de HCl 0.125 M y se desean diluir a exactamente 0.100 M. ¿Qué cantidad de
agua se debe agregar ?
8) Se desea preparar una disolución en la que la concentración del ion NO3
-
sea 0.250 M, y se
dispone de 500 mL de una disolución de KNO3 que es 0.200 M. ¿Qué volumen de disolución de
Ca(NO3)2 0.300 M habría que añadir?
─── 1. 250.0 mL ─── 3. 71.4 mL
─── 2. 35.7 mL ─── 4. 500.0 mL
MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS:
Coloca los residuos en los recipientes etiquetados que se encuentran en el laboratorio para su
tratamiento posterior.
GUÍA No. 1
Para expresar la concentración de las disoluciones, se utilizan diferentes unidades. La unidad más
común empleada por los químicos es la molaridad (M), y se define como moles de soluto por litro
de disolución.
M = n/V
Molalidad (m):
Se expresa como la cantidad de materia expresada en mol por masa de disolvente expresada en
kilogramos.
m = n/kg de disolvente
Normalidad (N):
La normalidad se define como el número de equivalentes (eq) de soluto por litro de disolución.
N= neq /V

20
El número de equivalentes (eq) de una sustancia, se define como la masa de la sustancia dividida
por el peso equivalente (Peq).
El peso equivalente (Peq) no es tan fácil de definir pues depende de la reacción en la cual el
compuesto interviene. Así por ejemplo, en una reacción ácido-base, el peso equivalente de un
ácido o de una base es equivalente a un mol de H+
o de OH-
.
Ejemplo:
1 mol de H2SO4 contiene 2 equivalentes de H+
Por tanto:
El peso equivalente del ácido sulfúrico se calcula dividiendo su masa molar entre dos.
En las reacciones redox, el peso equivalente de un agente oxidante o reductor es el peso
equivalente a un mol de electrones. En la siguiente reacción:
− + − +
+ + +2
4 2MnO 8H 5e Mn 4H O
un mol de permanganato reacciona con 5 moles de electrones (y contiene entonces 5 equivalentes
por mol); por tanto, el peso equivalente del permanganato de potasio se calcula dividiendo su
masa molar entre cinco.
GUÍA No. 2
Muchos reactivos comerciales se venden en concentraciones altas. Por ejemplo, el ácido
clorhídrico comercial tiene una concentración que es aproximadamente 12 M. En muchas
ocasiones, necesitamos trabajar con disoluciones de ácido clorhídrico mucho más diluidas. Las
disoluciones de concentraciones más bajas, las preparamos por dilución.
Al llevar a cabo un proceso de dilución, es útil recordar que agregar más disolvente a un volumen
de solución cambia (disminuye) la concentración de la misma ya que el número de moles de
soluto presente en la disolución no cambia. Es decir:
moles de soluto antes de la dilución = moles de soluto después de la dilución.
De la definición de molaridad se tiene que:
Molaridad = Moles de soluto / litro de disolución
Por lo que:
Moles de soluto = Molaridad×volumen de disolución (expresado en L)
Al escribir M1 para la concentración molar inicial y V1 para el volumen inicial de la disolución se
obtiene:
Moles de soluto = M1×V1
Cuando la disolución se diluye adicionando más agua, la concentración y el volumen cambian a M2
(la concentración molar final) y V2 (el volumen final), en tanto que los moles de soluto permanecen
iguales.
Moles de soluto = M2×V2
Debido a que los moles de soluto no han cambiado durante la dilución:
M1×V1 = M2×V2
La concentración de la disolución la podemos expresar en cualquier otra unidad, por lo que de
forma general podemos expresar:
C1×V1 = C2×V2
GUÍA No. 3
La principal fórmula que trata de las disoluciones amortiguadoras es la ecuación de Henderson-
Hasselbalch, la cual es simplemente otra forma de la expresión de Ka .
+ −
+HA H A
[ ]
+ −
⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=a
H A
K
HA

21
( )
[ ]
( ) [ ]
+ − −
+
⎧ ⎫ ⎧ ⎫⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎪ ⎪ ⎪ ⎪⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦⎡ ⎤= = +⎨ ⎬ ⎨ ⎬⎣ ⎦
⎪ ⎪ ⎪ ⎪⎩ ⎭ ⎩ ⎭
a
H A A
log K log log H log
HA HA
( ) ( )
[ ]
−
+
⎧ ⎫⎡ ⎤⎪ ⎪⎣ ⎦⎡ ⎤ = − ⎨ ⎬⎣ ⎦
⎪ ⎪⎩ ⎭
a
A
log H log K log
HA
( ) ( )
[ ]
−
+
⎧ ⎫⎡ ⎤⎪ ⎪⎣ ⎦⎡ ⎤ = − + ⎨ ⎬⎣ ⎦
⎪ ⎪⎩ ⎭
a
A
-log H log K log
HA
[ ]
[ ]⎭
⎬
⎫
⎩
⎨
⎧
+=
−
HA
A
logpKpH a
Siempre que se conozca el cociente de concentraciones del ácido y la base conjugados, así como
el pKa del ácido, la ecuación de Henderson-Hasselbalch permite conocer el pH de la disolución.
BIBLIOGRAFÍA:
• Ayres, G.H. Análisis Químico Cuantitativo, 2ª
ed.; Harla: México, 1970; p 657.
• Blaedel, W.J.; Meloche, V.W. Elementary Quantitative Análisis, 2nd
ed.; Harper International
Edition: New York, 1970; pp 97-99.
• Carrillo Ch., M. et al. Manual de Laborarorio. Microescala. Química General; Facultad de
Química: México, 1998.
• Chang, R. Química; Mc Graw Hill: México, 1992; pp 158-162.
• Ebbing, D. Química General; Mc Graw Hill: México, 1996; pp 174-178.
• García Gómez, C. et al. Química General en Cuestiones; Addison-Wesley Iberoamericana:
México, 1990; pp 88-95.
• Ramírez Castro, J.L. et al. La resolución de problemas de Física y de Química como
investigación; C.I.D.E: Madrid, 1994; pp 149-152.

22
PRÁCTICA No. 2. CONSTRUCCIÓN DE ESCALAS DE POTENCIAL Y SU
APLICACIÓN A LA PREDICCIÓN DE REACCIONES
Elaborado por: Ma. del Carmen Sansón Ortega
Revisado por: Julio César Aguilar Cordero y Rosario Covarrubias Herrera
INTRODUCCIÓN
¿Sabías que respirar, cocinar, y quemar gasolina son sólo algunas reacciones de oxidación de
átomos de carbono? Los antioxidantes y desinfectantes, como la tintura de yodo, el peróxido de
hidrógeno, el hipoclorito de sodio, el permanganato de potasio y otros más, son oxidantes usados
para preservar la salud. Estas sustancias actúan generalmente como agentes oxidantes de
algunas sustancias fundamentales para la vida de las bacterias. Por su alto poder oxidante, estos
antisépticos atacan y llegan a destruir también las células de la piel u otros tejidos, por lo que su
aplicación debe ser controlada.
En los procesos bioquímicos, la transferencia de electrones desempeña un papel primordial. La
óxido-reducción es el proceso químico por el que se transfiere la energía en la cadena respiratoria,
y lleva finalmente a la síntesis del compuesto clave que permite a las células desarrollar todas sus
funciones: el ATP. Por otro lado, en el interior de la célula se lleva a cabo una serie de reacciones
de óxido-reducción que son importantes para que funcione adecuadamente. Por ejemplo, si las
proteínas se oxidan, puede alterarse su función, y esto ocurre en las que poseen aminoácidos con
azufre (por ejemplo cisteína). La forma reducida de la proteína posee grupos -SH, indispensables
para funcionar adecuadamente. Al oxidarse en la proteína forman puentes disulfuro -S-S- que
modifican la estructura de ésta, con lo cual pierde su actividad. Las células, incluyendo las
neuronas, cuentan con mecanismos para regular y controlar de manera muy precisa estos
mecanismos de óxido-reducción. Una de las hipótesis propuestas para explicar la degeneración y
muerte de estas células nerviosas es la generación de radicales libres debida a un mal
funcionamiento de estos mecanismos de control redox.
Otro ejemplo de reacciones de óxido-reducción, esta vez causadas por la luz, es la fijación de
imágenes en películas fotográfícas. El fundamento de la fotografía reside en la propiedad que
tienen diversas sustancias, como los halogenuros de plata, de reaccionar químicamente al ser
iluminadas. Estas sustancias se denominan fotosensibles. La película fotográfica consiste en una
tira de plástico flexible cubierta por una capa delgada de gelatina, la cual contiene pequeñísimos
cristales de bromuro de plata. Cuando la película se expone a la luz al abrir el diafragma de la
cámara cuando ésta se dispara, ocurren dos reacciones: para empezar, el ion bromuro libera un
electrón y se produce un átomo de bromo neutro, Br, es decir, el ion bromuro se oxida. El ion plata
puede entonces atrapar el electrón para convertirse en un átomo de plata; o sea, la plata se
reduce.
El resultado neto de estos procesos es que en las regiones de la película donde ha incidido más
luz (mayor número de fotones) hay más plata metálica en forma de pequeñas partículas. Como
éstas son negras, oscurecen ligeramente dichas zonas. Donde no arribó la luz tenemos el bromuro
de plata incoloro.
El siguiente paso del proceso fotográfico consiste en revelar la película en el cuarto oscuro. La
película se hace reaccionar con el revelador, que es un agente reductor del ion plata (uno de los
más comunes es la hidroquinona). Lo interesante de la acción del revelador es que reacciona más
rápidamente en los granos con más plata depositada originalmente (los átomos de plata catalizan
la reacción), de modo que su acción ennegrece completamente las zonas donde llegó plenamente
la luz, deja transparentes aquellas donde no arribó la luz, y grises las que recibieron luz débil; por
esta razón, a la placa resultante se le conoce como “negativo”.
Como la reacción de la hidroquinona con la plata es reversible, el revelador no se puede dejar
sobre la placa fotográfica. Para evitar dicha reversibilidad, se añade una disolución de sulfito de
sodio que reacciona con la quinona, que es el producto de la oxidación de la hidroquinona
(LuValle, 1952).
El siguiente paso, conocido como fijado fotográfico, consiste en eliminar el bromuro de plata que
no ha reaccionado. Con ello se evita que se lleve a cabo la reacción lenta entre estos compuestos
y la hidroquinona, que oscurecería toda la película. El tiosulfato de sodio se utiliza comúnmente
como fijador en la fotografia en blanco y negro, ya que produce un compuesto de plata soluble en

23
agua ([Ag(S2O3)2]3-
). Posteriormente, la película se lava profusamente con agua para eliminar
cualquier traza de los reactivos utilizados.
Para obtener un positivo, es decir, la imagen tal cual se fotografió, se repite el mismo proceso, pero
ahora pasando luz a través del negativo y colocando atrás un papel fotosensible, en lugar de la
película. La luz pasa ahora por las zonas claras del negativo, pero no por las oscuras, y activa
selectivamente el bromuro de plata que se encuentra en el papel (Garritz-Chamizo, 1994).
ALGO PARA MEDITAR
Completa y balancea las siguientes reacciones involucradas en el proceso fotográfico.
Reacciones que se llevan a cabo cuando se hace la exposición a la luz:
1) AgBr + luz →
2) Ag+
+ e-
→
Reacciones que se presentan durante el proceso de revelado:
O H
O H
+ 2Ag+
Reacción que ocurre durante el fijado fotográfico:
AgBr + Na2S2O3 →
REFLEXIONES INICIALES
Selecciona la respuesta correcta a las preguntas que se te hacen a continuación:
1) ¿Cuántos electrones son necesarios para reducir completamente 2.6 moles de As(III) a As0
?
a) 7.8 × 6.022 × 1023
c) 7.8
b) 2.6 × 6.022 × 1023
d) 2.6
2) ¿En cuáles de las siguientes reacciones se produce únicamente un mol de electrones en la
oxidación de un mol de sustancia?
a) NO2 a NO3
-
b) Al a AlO2
-
c) Br-
a Br2 d) S a SO4
2-
─── 1. Sólo b y d ─── 3. Sólo b, c y d
─── 2. Sólo a y c ─── 4. Sólo a y d
+ SO3
2-
O
O
+ H2O

25
3) ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es falsa?
____ 1. En el puente salino de una pila, los iones Cl-
van hacia el ánodo.
____ 2. En la reacción VO2
+
→ VO2+
, el V se reduce.
____ 3. Un agente reductor se oxida.
____ 4. Cuando una sustancia se reduce, aumenta su número de oxidación.
4) Si los valores de los E° para los pares A/A-
y B/B-
son 0.20 y 0.40 V, respectivamente, el
proceso que tendrá lugar en una disolución 1 M de los iones será:
____ 1. A + B-
→ A-
+ B ____3. A-
+ B-
→ A + B
____ 2. A-
+ B → A + B-
____ 4. A + B → A-
+ B-
5) Considérense las tres pilas electroquímicas siguientes:
A: Ni ⎢ Ni2+
(1 M) ⎢⎢ H+
(1 M), H2 (1 atm) ⎢ Pt
B: Fe ⎢ Fe2+
(1 M) ⎢⎢ H+
(1 M), H2 (1 atm) ⎢ Pt
C: Sn ⎢ Sn2+
(1M) ⎢⎢ Ag+
(1 M) ⎢ Ag
¿Cuáles de las siguientes proposiciones son ciertas?
a) La de voltaje más alto es la C
b) La de voltaje más bajo es la A
c) En el ánodo de C ocurre la reacción Sn → Sn2+
+ 2 e-
.
d) En el cátodo de C ocurre la reacción Ag+
+ 1e-
→ Ag .
____1. Sólo a y b ____ 2. Sólo c y d ____ 3. Ninguna ____4. Todas
6) Describe una celda electroquímica. ¿Qué son el cátodo y el ánodo?
7) ¿Qué expresa la ecuación de Nernst sobre el potencial de electrodo?
TAREAS POR CUBRIR
• Construir algunas celdas electroquímicas.
• Medir la diferencia de potencial generado por las celdas electroquímicas construidas.
• Construir escalas de potencial
• Utilizar dichas escalas de potencial para la predicción de reacciones
• Calcular constantes de equilibrio de las reacciones propuestas a partir de los datos
experimentales
Antes de dar inicio al experimento realiza las siguientes actividades:
1. Plantea un diagrama secuencial de bloques con los pasos a seguir en forma condensada, con
objeto de tener una guía del trabajo experimental.
2. Investiga la toxicidad de los compuestos que se utilizan en esta práctica, y en función de ello
discute con el profesor sobre la forma de desecharlos una vez terminado el experimento.

26
PROBLEMA No. 1
¿Cuál es la fuerza reductora relativa de Fe, Cu y Zn, cuando se introduce un clavo de hierro dentro
de una disolución de sulfato de cobre(II) o de sulfato de zinc?
Materiales Reactivos
Clavos de
hierro
CuSO4(ac) 0.1F
Lija de agua ZnSO4(ac) 0.1F
1 gradilla 6 tubos de
ensayo
ANTES DE DAR INICIO AL EXPERIMENTO REALIZA LAS SIGUIENTES ACTIVIDADES
1. Plantea en forma condensada un diagrama secuencial de bloques de los pasos a seguir, con
2. Lee cuidadosamente toda la práctica y anota las ecuaciones correspondientes a los cambios
que ocurren durante los experimentos.
3. Identifica al ánodo y al cátodo en cada una de las celdas electroquímicas propuestas.
4. Investiga la peligrosidad de los compuestos que se utilizan en esta práctica, y en función de ello
discute con tu profesor sobre la forma de desecharlos una vez terminado el experimento.
PROCEDIMIENTO
1. Antes del experimento, lija dos clavos con el fin de tenerlos completamente libre
de resina u óxido .
2. En un tubo de ensayo coloca aproximadamente 5 mL de sulfato de cobre(II) 0.1
M, introduce un clavo libre de óxido, observa y anota tus reflexiones en tu
bitácora. ¿Qué cambios observas en el clavo y en la disolución? Explica
3. En un tubo de ensayo coloca aproximadamente 5 mL de sulfato de zinc 0.1M,
introduce un clavo libre de óxido, observa y anota tus reflexiones en tu bitácora.
¿Qué cambios observas en el clavo y en la disolución? Explica
CUESTIONARIO No. 1
1. Después de haber hecho tus observaciones, da una explicación a los fenómenos observados.
¿Cómo podrías identificar inequívocamente a la sustancia depositada sobre el clavo usado en
el punto 2 del procedimiento del problema 1? ¿Basta mirar al clavo del punto 3 del
procedimiento para saber si ocurrió algún cambio?¿Por qué?
2. Determina la fuerza reductora relativa de Fe, Cu y Zn.
PROBLEMA No. 2
Tras medir la diferencia de potencial creada por las celdas siguientes:
Zn ⎢ Zn2+
⎢⎢ Fe2+
⎢ Fe
Zn ⎢ Zn2+
⎢⎢ Cu2+
⎢ Cu
Fe ⎢ Fe2+
⎢⎢ Cu2+
⎢ Cu

27
Plantea las reacciones generadas espontáneamente y calcula los valores de las constantes de
equilibrio correspondientes.
Materiales Reactivos
Laminitas de Zn, Cu y Fe, 1 c/u* Cu(NO3)2(ac) 1.0 F
Lija de agua Zn(NO3)2(ac) 1.0 F
1 tubo de vidrio en U FeSO4(ac) 1.0 F **
6 vasos de precipitados, 50 mL KNO3(ac) 1.0 F
Multímetro, caimanes Agitador magnético
Algodón 2 barras de agitación
* En caso de no contar con láminas de los metales se puede utilizar alambre grueso.
** Esta disolución debe prepararse un poco antes de iniciar el experimento utilizando agua
hervida.
PROCEDIMIENTO
1. Construye las semiceldas de hierro, cobre y zinc por inmersión del metal
respectivo en 20 mL de disolución de sulfato de hierro(II), nitrato de cobre(II) o
de nitrato de zinc 1M, contenidas en tres vasos de precipitados de 50 mL..
2. Elabora un puente salino empleando un tubo doblado en U, que llenarás con
disolución de nitrato de potasio 1 M. Coloca a cada extremo del tubo, a modo de
tapón, una torunda de algodón impregnada con la misma disolución. Asegúrate
de que las torundas no se caigan al invertir el puente salino, y de que la
disolución de nitrato de potasio no se escurra. Evita la formación de burbujas de
aire dentro del puente salino. ¿Por qué es necesario tomar esta
precaución?
3. Une las semiceldas Zn⏐Zn2+
y Fe⏐Fe2+
por medio del puente salino,
introduciendo uno de los extremos del puente en cada semicelda.
4. Utilizando los cables con caimanes, conecta cada una de las semiceldas(a través de las
laminitas metálicas) al multímetro y mide la diferencia de potencial, cerciorándote de que haya
agitación constante durante la medida . Enjuaga el puente salino con agua destilada al
cambiar las disoluciones.
5. Mide la diferencia de potencial que se crea al unir las semiceldas Zn| Zn2+
y Cu|Cu2+
mediante
el puente salino. Repite el procedimiento con las semiceldas Fe⏐Fe2+
y Cu⏐Cu2+
, siguiendo lo
planteado en los puntos 3 y 4.
6. Anota cuidadosamente qué semicelda actúa como ánodo y cual como cátodo, (el cable rojo
del multímetro generalmente se conecta al cátodo y el negro al ánodo).
REGISTRO DE DATOS
Concentra los valores de diferencia de potencial en la siguiente tabla:
Celda ΔE Q* K*
Zn ⎢ Zn2+
⎢⎢ Fe2+
⎢ Fe
Zn ⎢ Zn2+
⎢⎢ Cu2+
⎢ Cu
Fe ⎢ Fe2+
⎢⎢ Cu2+
⎢ Cu
* Ver guía 4
CUESTIONARIO No. 2
1. Representa en un diagrama cada una de las pilas que construiste, indicando claramente el
ánodo, el cátodo y la dirección en la que fluyen los electrones.

28
2. Describe cada una de las pilas representadas en el inciso anterior, de acuerdo a la
nomenclatura aceptada por la IUPAC.
3. Con base en los datos de diferencia de potencial , establece una escala de potencial en donde
se representen los tres pares redox propuestos en el experimento indicando claramente su
fuerza óxido-reductora relativa. Compara y discute estos resultados con los que generaste
después de resolver el problema No. 1.
4. Empleando la escala propuesta en 3 de este cuestionario, plantea las reacciones redox
balanceadas que pueden ocurrir espontáneamente entre las especies de los pares redox
estudiados.
5. Escribe las ecuaciones de Nernst para cada semirreacción propuesta.
6. Calcula las constantes de las reacciones propuestas, tomando en cuenta los datos
experimentales.
7. Compara los valores de las constantes de cada reacción y concluye. ¿Qué reacción es más
cuantitativa?
PROBLEMA No. 3
Después de medir el potencial de electrodo de los pares redox siguientes:
Ag+
|Ag0
Ni2+
|Ni0
Fe2+
|Fe0
Fe3+
|Fe2+
Cu2+
|Cu0
NO3
-
|NO2
-
Plantea las reacciones que pueden darse espontáneamente, calculando los valores de las
constantes de equilibrio correspondientes.
Electrodo de calomel Cu(NO3)2(ac) 0.1 F
Electrodo de plata AgNO3(ac) 0.1 F
Electrodo de platino FeSO4(ac) 0.2 F*
NiSO4(ac) 0.1 F KNO3(ac) 0.2 F
Fe(NO3)3(ac) 0.2 F NaNO2(ac) 0.2 F*
2 pipetas volumétricas de 10 mL Agua destilada hervida y fría
*Estas disoluciones deben prepararse un poco antes de iniciar el
experimento.

29
PROCEDIMIENTO
1. En un vaso de precipitados de 50 mL coloca aproximadamente 20 mL de nitrato
de plata 0.1 M e introduce el electrodo o alambre de plata. En otro vaso de
precipitados de 50 mL agrega aproximadamente 20 mL de nitrato de potasio 0.2
M y coloca el electrodo de calomel (considerarlo como ánodo). Une las dos
celdas mediante un puente salino. Conecta los electrodos al multímetro y mide la
diferencia de potencial, asegurándote de que las disoluciones estén bajo
agitación constante. NOTA: En los siguientes experimentos ya no cambiar la
conexión del electrodo de calomel)
2. Agrega aproximadamente 20 mL de disolución de niquel (II) 0.1 M en un vaso de
precipitados de 50 mL. Introduce un alambre o lámina de niquel y el electrodo
de calomel en la disolución, conéctalos al multímetro y mide la diferencia de
potencial de la disolución, asegurándote de que haya agitación constante.
3. Toma un vaso de precipitados de 50 mL y coloca 10.0 mL de FeSO4 0.2 M y
10.0 mL de Fe(NO3)3 0.2 M. Coloca dentro del vaso de precipitados el electrodo
de platino y el de calomel, conéctalos al multímetro y mide la diferencia de potencial de la
disolución, asegurándote de que haya agitación constante.
4. Agrega aproximadamente 20 mL de disolución de nitrato de cobre(II) 0.1 M en un vaso de
precipitados de 50 mL. Introduce dentro de la disolución un alambre o lámina de cobre y el
electrodo de calomel, conéctalos al multímetro y mide la diferencia de potencial de la disolución,
asegurándote de que haya agitación constante.
5. Agrega 10.0 mL de disolución de nitrito de sodio 0.2 M y 10.0 mL de nitrato de potasio 0.2 M.
Colocar dentro del vaso de precipitados el electrodo de platino y el de calomel, conéctalos al
multímetro y mide la diferencia de potencial de la disolución, asegurándote de que haya
agitación constante.
6. Agrega 10.0 mL de disolución de hierro(II) 0.2 M y 10.0 mL de agua destilada en un vaso de
precipitados de 50 mL. Introduce dentro de la disolución un alambre de hierro y el electrodo de
calomel, conéctalos al multímetro y mide la diferencia de potencial de la disolución,
asegurándote de que haya agitación constante.
REGISTRO DE DATOS
concentra los valores de diferencia de potencial en la siguiente tabla:
PAR REDOX ΔE (V)
Ag+
|Ag
Fe3+
|Fe2+
Cu2+
|Cu
NO3
-
|NO2
-
Fe2+
|Fe
Ni2+
|Ni
CUESTIONARIO No. 3
1. Dibuja diagramas que representen cada una de las celdas que construiste.
2. Describe cada una de las celdas representadas en el inciso anterior, de acuerdo con la
nomenclatura aceptada por la IUPAC.
3. Con base en los datos de diferencia de potencial, establece una escala en donde se
representen los pares redox propuestos en el experimento indicando claramente su fuerza
óxido-reductora relativa.
4. Transforma los valores de potencial obtenidos experimentalmente, respecto al electrodo de
calomel, a los que se tendrían con respecto al electrodo normal de hidrógeno (a los valores

30
experimentales, súmales 0.250 V que es el potencial que tiene el electrodo de calomel
respecto al electrodo normal de hidrógeno).
5. Con los nuevos valores de potencial, construye una nueva escala, en donde se representen
los pares redox propuestos en el experimento.
6. Escribe las ecuaciones de Nernst para cada semirreacción propuesta.
7. Empleando la escala propuesta en 5, plantea las reacciones redox balanceadas que pueden
ocurrir espontáneamente.
8. Calcula las constantes de las reacciones propuestas, tomando en cuenta los puntos
anteriores.
9. Compara los valores de las constantes de cada reacción y concluye.
10. Con base en los datos experimentales de diferencia de potencial obtenidos para cada pila
propuesta en el problema No. 2 y los datos necesarios obtenidos en el problema No. 3,
calcula el potencial de los pares Zn2+
|Zno
, Fe2+
|Feo
y Cu2+
|Cuo
.
11. Propón un mapa conceptual que involucre los conceptos relacionados con los experimentos
que llevaste a cabo en toda la práctica.
12. En el siguiente diagrama hay un error. ¿Cuál es? Representa el diagrama correctamente
MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS:
Coloca los residuos en los recipientes etiquetados que se encuentran en el laboratorio para su
tratamiento posterior.
GUÍA No. 1
Las reacciones químicas involucran energía. Para la mayoría de las reacciones químicas, esta
energía toma la forma de calor. Muchas reacciones liberan calor por lo que su entorno se vuelve
caliente, algunas otras absorben calor, causando que su entorno se enfríe. La energía involucrada
en algunas reacciones se manifiesta en forma de luz: las reacciones quimioluminiscentes producen
luz. Algunas reacciones químicas se producen o inician por medio de la luz, por ejemplo, la
reacción entre el cloro y el hidrógeno. En otro grupo de reacciones interviene la energía eléctrica.
Algunas de estas reacciones producen energía eléctrica y otras son producidas por ella.

31
Cuando un conductor eléctrico, como lo es un metal, se conecta a dos objetos que tienen diferente
potencial eléctrico, una carga eléctrica fluye a través del conductor. El flujo se dará del potencial
mayor al potencial menor; este flujo de carga eléctrica se llama corriente eléctrica. La carga
eléctrica se mide en coulombs, y la corriente eléctrica se expresa en coulombs por segundo, o
amperes (1 ampere = 1 coulomb/segundo). El cambio en energía que ocurre cuando fluye una
corriente a través de una diferencia de potencial, depende de la magnitud de la diferencia de
potencial y de cuánta carga fluya. La diferencia de potencial se expresa en joules por coulomb, o
en volts (1 volt = 1 joule/coulomb). La cantidad de energía liberada cuando fluye una corriente a
través de un conductor es igual a la diferencia de potencial (volts) que lleva la corriente
multiplicada por la cantidad de carga que fluye (coulombs). Esta energía puede producir calor, luz
o una reacción química.
Podemos visualizar la diferencia de potencial eléctrico (también llamada “voltaje”) de manera
análoga a una elevación. Así como una roca elevada tiene la mayor energía potencial en el punto
más alto de su elevación, un electrón a su potencial más alto, tiene la mayor energía. Ambos
pueden fluir a áreas de potencial más bajo, y es esta diferencia de potencial entre el potencial más
alto y el más bajo, a lo que nosotros llamamos “voltaje”. Esta diferencia de potencial, por supuesto,
puede provocar una reacción química. Así como la roca siempre rueda de la elevación más alta a
la más baja, el cátodo siempre tiene la más baja “elevación” y así los electrones siempre van a fluir
del ánodo hacia el cátodo. En el pre-equilibrio, los electrones detectan una diferencia de potencial
entre el ánodo y el cátodo, y por tanto fluyen, yendo de la región de menor a la de mayor potencial,
al contrario de la corriente eléctrica. Pero al equilibrio, ya no ocurre una reacción neta, por lo que
los electrones ya no fluyen y entonces el voltaje al equilibrio será de cero. (Ma, P., 1994)
Un potencial de equilibrio es una diferencia de potencial observada en un sistema que está en
equilibrio respecto a los electrones, esto es, una en la que no hay o esencialmente no hay
movimiento de electrones en el conductor cuyo potencial se esta midiendo.
La carga eléctrica se mueve sólo cuando las partículas cargadas se mueven. Debido a que la
carga es una propiedad de las partículas, cuando fluye una corriente eléctrica a través de un
conductor, las partículas cargadas se mueven a través del conductor. En la mayoría de los
metales, las partículas cargadas que se mueven son los electrones. En el caso de disoluciones
acuosas de ácidos, bases, sales y sales fundidas, las partículas cargadas móviles son los iones.
GUÍA No. 2
Cuando un conductor metálico se pone en contacto con un conductor iónico (una disolución
electrolítica, por ejemplo) y se pasa corriente a través de ambos, ocurre un cambio en la identidad
de las partículas acarreadoras de carga en el lugar donde se unen los conductores. Los electrones
pueden entrar o salir del conductor metálico, pero no pueden circular por el seno del conductor
iónico, así que los iones en el conductor iónico atrapan o pierden estos electrones. Cuando esto
sucede, se lleva a cabo una reacción electroquímica. El conductor metálico en cuya superficie se
lleva a cabo la reacción química se llama electrodo. Los electrodos siempre se emplean en
parejas: en uno de los electrodos, los electrones se mueven hacia el conductor iónico; en el otro
los electrones se remueven del conductor iónico. En el electrodo donde los electrones se mueven
hacia el conductor iónico, ocurre una reacción de reducción, este electrodo se llama cátodo. En el
electrodo donde se remueven los electrones del conductor iónico, se lleva a cabo una reacción de
oxidación, y el electrodo se llama ánodo.

32
GUÍA No. 3
CELDA ELECTROQUÍMICA GALVÁNICA
(-) Zn | Zn2+
|| Cu2+
| Cu (+)
En una celda galvánica, los electrones que, tras una oxidación, son liberados en el ánodo (la
terminal negativa de la celda,” - “), fluyen hacia el cátodo (la terminal positiva, “ + “) para participar
en la reducción correspondiente. Imagina al ánodo como una “fuente” de cargas negativas, y al
cátodo como un “sitio deficiente” de cargas negativas. Los iones espectadores (que no están no
involucrados en la reacción) presentes en las disoluciones acuosas y en el puente salino migrarán
entonces entre los dos electrodos de la celda, moviéndose los aniones (iones negativos) hacia el
ánodo y los cationes (iones positivos) hacia el cátodo, para así neutralizar las cargas generadas.
En un puente salino frecuentemente se emplea el KNO3.
Recuerda que en una celda galvánica:
“ - “, ánodo y oxidación van juntos
“ + “ , cátodo y reducción van juntos (Ma, P., 1994)
Figura tomada de Química de Brown, Le May y Butsten. Novena Edición. Pearson Prentice
Hall.2004 p. 785
GUÍA No. 4
La ecuación de Nernst
La lectura de diferencia de potencial -o voltaje- (ΔE), entre las dos semiceldas es la diferencia entre
las condiciones de pre-equilibrio y de equilibrio. Lo anterior lo formuló Nernst de la manera
siguiente:
Δ
RT RT
E= lnK- lnQ
nF nF
donde:
Q = relación de concentración de especies involucradas en la reacción en condiciones de pre-
equilibrio.
K = relación de concentración de especies involucradas en la reacción en condiciones de
equilibrio.
R = 8.31 J/ mol K
T = Temperatura en grados Kelvin
F = Constante de Faraday = 96500 coulombs / mol
n = número de moles de electrones intercambiados por mol de reacción
El mol de reacción se obtiene de una reacción balanceada de manera que los coeficientes
estequiométricos de las sustancias involucradas no tiene un común divisor diferente a 1.

33
[ ]
[ ]
−
−
∏
∏
Productos
Q =
Reactivos
pre equilibrio
pre equilibrio
A 25ªC, y empleando logaritmos base 10, la ecuación de Nernst puede simplificarse de la manera
siguiente:
( )Δ −
0.0592
E= logK logQ
n
(Ma, P., 1994)
POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN
Hay otra manera de expresar la ecuación de Nernst, si se toma en cuenta que la constante de
equilibrio es una propiedad intrínseca de la reacción, independiente de la concentración inicial de
las especies. Entonces puede decirse que la reacción también tiene una diferencia de potencial
estándar intrínseca, (ΔEº). Estas dos propiedades intrínsecas se relacionan de la siguiente
manera:
Δ
RT
E°= lnK
nF
En esta expresión, el potencial estándar ΔEº es realmente la diferencia de los potenciales estándar
de reducción de las dos semiceldas:
ΔEº = Eº(cátodo) - Eº(ánodo)
Nota que el ΔEº se calcula a partir de los potenciales estándar de reducción de ambas especies,
por lo que la ecuación de Nernst se puede escribir de la siguiente manera:
Δ Δ
0.0592
E= E°- logQ
n
No debe olvidarse que el potencial estándar de reducción de un metal dado, se refiere a la
capacidad que tiene éste para ceder electrones. Un metal que tiene un potencial de reducción muy
negativo es un buen agente reductor (como el Zn, que, por lo tanto, se oxida fácilmente), mientras
que un metal con un potencial de reducción muy positivo (como el oro) es difícil de oxidar, lo cual
es análogo a decir, según lo expuesto en la GUÍA No. 1 de esta práctica, que tiene una “baja
elevación”, por lo que los electrones no se ven impulsados a “fluir” hacia otro medio. El valor ΔEº,
calculado por Eº(cátodo) - Eº(ánodo), es meramente una medida de la diferencia en “elevación” entre
dos sistemas redox. (Ma, P., 1994). El símbolo “ º “ se utiliza aquí para indicar condiciones
estándar.
GUÍA No. 5
La diferencia de potencial en una celda galvánica
Una celda puede representarse por medio de un diagrama, por ejemplo:
Zn | Zn2+
¦¦ Cu2+
| Cu
Una simple línea vertical ( | ), representa una interfase, una línea vertical punteada ( ¦ ) representa
una interfase o unión entre dos líquidos miscibles y una doble barra vertical punteada (¦¦, que a
veces se escribe también como ||) representa una unión líquida en la cual se asume que el
potencial de unión líquida puede ser eliminado.
Potencial de electrodo
El llamado potencial de electrodo se define como la fuerza electromotriz de una celda en la que el
electrodo de la izquierda (el ánodo) es el electrodo normal de hidrógeno y el de la derecha (el
cátodo) es el electrodo en cuestión. Por ejemplo, para el electrodo plata/cloruro de plata, (que se
escribe Cl-
(aq) ⎢AgCl ⎢ Ag ), la celda en cuestión es:

34
Pt ⎢ H2 (g, p = p° ) ⎢ HCl (aq, a = 1) HCl (aq, a = x ) ⎢AgCl ⎢ Ag
En esta celda es necesaria una unión líquida, en donde a (HCl) de la derecha, difiere de a (HCl) de
la izquierda. La reacción que se lleva a cabo en el electrodo de plata / cloruro de plata es :
+ - -
(s) (ac) (s)Ag +Cl AgCl +e
La reacción de celda completa es :
+ + -
(ac) (s) (ac) (s) 2(g)2H +2Ag +2Cl AgCl +H

35
BIBLIOGRAFÍA
• García G. C. et al. Química General en Cuestiones; Addison-Wesley Iberoamericana: USA,
1991; pp 165-168.
• Garritz, A.; Chamizo J.A. Química; Addison-Wesley Iberoamericana: USA, 1994; pp 756-
769.
• LuValle, J. The reaction of quinone and sulfite. I. Intermediates. J. Am. Chem. Soc., 1952,
74, 2970-2977.
• Ma, P. Chemistry Safari; Harvard University: USA, 1994; pp 123-129
• Shakhashiri, B.Z. Chemical Demonstrations. A Handbook for Teachers of Chemistry; The
University of Wisconsin: USA, 1992; Vol. 2, pp 90-92
• Mills, I. et al. IUPAC Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 2nd
ed.;
Blackwell Science: Oxford, 1998.

36
PRÁCTICA NO. 3. ESTUDIO DE EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE
Elaborado por: Ma. del Carmen Sansón Ortega
Modificaciones: María T. de J. Rodríguez Salazar, José Juan Rodríguez Monarca, Sergio Miguel
Ocampo Alaffita
Revisado por: Julio César Aguilar Cordero y Rosario Covarrubias Herrera
INTRODUCCIÓN
Las reacciones ácido-base en disolución acuosa constituyen algunos de los procesos más
importantes en los sistemas químicos y biológicos. Muestra de ello es la producción diaria, en
adultos humanos, de 2 a 3 L de jugo gástrico (fluido digestivo delgado y ácido, secretado por las
glándulas de la membrana mucosa que envuelve al estómago). Dicho fluido contiene ácido
clorhídrico con un pH aproximado de 1.5, cuya concentración es 0.03 M, ¡una concentración
suficientemente alta como para disolver zinc metálico!
Los H+
del ácido provienen del ácido carbónico (H2CO3) que se forma como resultado de la
hidratación del CO2, un producto final del metabolismo, como se muestra a continuación:
+2(g) 2 (l) 2 3(ac)CO H O H CO
+
+ -
2 3(ac) (ac) 3(ac)H CO H HCO
Estas reacciones ocurren en el plasma sanguíneo que irriga las células de la mucosa. Por un
proceso conocido como transporte activo, los iones H+
se mueven a través de la membrana hacia
el interior del estómago. Para mantener el balance de cargas eléctricas, una cantidad igual de
iones Cl-
también se mueve desde el plasma hacia el estómago. Una vez en el estómago, muchos
de estos iones no pueden regresar por difusión a través de las membranas celulares al plasma
sanguíneo.
El propósito de un medio tan ácido dentro del estómago es digerir el alimento y activar ciertas
enzimas digestivas. El comer estimula la secreción de los iones H+
. Una pequeña fracción de éstos
se reabsorbe por la mucosa provocando diminutas hemorragias, lo cual es un proceso normal.
Aproximadamente medio millón de células se renueva cada minuto y un estómago sano se recubre
en forma completa cada tres días, más o menos. Sin embargo, si el contenido de ácido es
demasiado grande, la afluencia constante de los iones H+
a través de la membrana de regreso al
plasma sanguíneo puede causar contracción muscular, dolor, hinchazón, inflamación y sangrado.
Para reducir temporalmente la concentración del ion H+
en el estómago, es habitual tomar un
antiácido para neutralizar el exceso de HCl en el jugo gástrico (Chang, p.654).
Los equilibrios ácido-base también se presentan en las moléculas responsables del color de
algunos sistemas biológicos. Tal es el caso de las antocianinas en la col morada que se extraen
para utilizarse como colorantes en bebidas, chicles y salsas.
El equilibrio ácido base de una antocianina puede escribirse como:

37
El color es el resultado de la formación de un amplio sistema conjugado de enlaces sencillos y
dobles alternados, con la correspondiente deslocalización de los electrones en los orbitales p
paralelos adyacentes de los átomos que conforman un conjunto de 3 anillos aromáticos, lo que
provoca la absorción de fotones en el espectro visible.
Sin embargo, la coloración que brindan a dichos alimentos y bebidas es susceptible a los cambios
en el pH del medio, ya que, debido a que las antocianinas poseen propiedades ácido-base, la
pérdida o ganancia de protones modifica la estructura de la molécula y con ello la energía de los
electrones en la misma, con lo que la absorción de fotones se da a diferentes longitudes de onda;
algunas veces la longitud ya no corresponde al espectro del visible y el equilibrio ácido-base
provoca un cambio de color a incoloro. Si el cambio en el movimiento de los dobles enlaces debido
al equilibrio de protonación provoca un cambio en absorción de fotones aun dentro del espectro
visible, entonces lo que vemos es un cambio de color al cambiar el pH. Esta propiedad se
aprovecha para utilizar a la molécula como un INDICADOR VISUAL cuando se modifica el
pH.
El azul de timol, que es un diácido, presenta dos cambios de color. El color es rojo si el pH está por
debajo de 1.7, amarillo entre pH 1.7 y 8.9 y azul cuando el pH es mayor a 8.9. Las 3 especies que
se forman pueden ser representadas como H2A, HA-
y A2-
respectivamente.
El equilibrio entre las especies H2A y HA-
puede expresarse como:
- +
2H A HA +H
[ ]
− +
⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=2
2
a
HA H
K
H A
y
[ ]
−
⎡ ⎤⎣ ⎦= +2
2
loga
HA
pH pK
H A
Cuando el pH del medio es igual a 1.7 (pKa2) se tiene una mezcla equimolar de las especies roja y
amarilla, la cual presenta el color naranja. Como regla empírica, puede decirse que la solución
presenta el color francamente rojo cuando [HA-
]/[H2A] ≤ 1/10, y francamente amarillo cuando
[HA-
]/[H2A] ≥ 10/1. Otra forma de verificarlo es usando la ecuación de Henderson-Hasselbalch, en
la cual, se puede apreciar que la disolución tiene el color rojo cuando pH ≈ pKa2 – 1, y el color
amarillo si el pH ≈ pKa2 + 1.
naranja verde
rojo amarillo azul pH
H2A 1.7 HA-
8.9 A2-
TAREAS POR CUBRIR
• Estudiar el comportamiento de los indicadores ácido-base
• Estudiar la naturaleza química de las disoluciones buffer
• Observar el desplazamiento del equilibrio ácido-base por efecto de la dilución (Ley de Ostwald)
• Construir escalas de pH y predecir reacciones.
• Introducir al estudiante en las reacciones de neutralización
• Calcular constantes de equilibrio de diferentes reacciones ácido-base
• Aprender a utilizar correctamente un pHmetro.
• Formular hipótesis para cada planteamiento del problema

38
REFLEXIONES INICIALES
Contesta las siguientes cuestiones, seleccionando la respuesta correcta:
1) ¿Cuál afirmación es verdadera para el caso de una disolución diluida de un ácido fuerte HX?
_______ 1. Hay especies X-
, H+
y HX en concentraciones apreciables.
_______ 2. Hay HX en mayor proporción que X-
y H+
.
_______ 3. La concentración de protones es mucho mayor que la de los aniones.
_______ 4. La disociación es mayor al 90% y la concentración de X-
es prácticamente igual a
la de H+
.
2) ¿Por qué el ion OH-
es la base más fuerte que existe en disolución acuosa?
_______ 1. Porque el OH-
es la base conjugada del H3O+
.
_______ 2. Porque la hidrólisis de bases débiles produce iones OH-
.
_______ 3. Porque el ion OH-
se encuentra siempre en disolución acuosa.
_______ 4. Porque otras bases más fuertes reaccionan cuantitativamente con el agua
formando el ácido débil correspondiente y liberando iones OH-
.
3) ¿Cuál de las siguientes sustancias presenta un comportamiento anfótero?
____1. S2-
____2. H2PO4
-
____ 3. H2CO3 ____4. CH4
4) A partir de los siguientes valores de pKa para diversos ácidos, dados a una misma temperatura:
Ácido pKa
HClO 7.51
HC4H3N2O3 5.00
HC2H3O2 4.74
HCHO2 3.74
Se puede deducir que la base más débil es:
____1. ClO-
____2. C4H3N2O3
-
_____3. C2H3O2
-
_____4. CHO2
-
5) Si añadimos acetato de sodio sólido a una disolución acuosa de HF, ¿cuál será la reacción que
preferentemente tendrá lugar? pKa(HF)= 3.2 y pKa(CH3COOH)=4.8
___ 1. HF + CH3COO-
⇔ F-
+ CH3COOH
___ 2. CH3COO-
+ H2O ⇔ CH3COOH + OH-
___ 3. F-
+ H2O ⇔ HF + OH-
___ 4. F-
+ CH3COONa ⇔ NaF + CH3COO-

39
6) Se mezclan 50 mL de disolución 0.05 M de Ca(OH)2 y 10 mL de HNO3 0.20 N. Para conseguir
la neutralización completa:
_______ 1. Habrá que añadir más HNO3.
_______ 2. . Habrá que añadir más Ca(OH)2.
_______ 3. No habrá que hacer nada, pues la disolución ya está neutralizada.
_______ 4. Habrá que añadir agua hasta completar un litro.
7) Si a una disolución 0.1 M en HAc (Ac = anión acetato) y 0.1 M en NaAc le añadimos una
pequeña cantidad de base fuerte, su pH permanece prácticamente constante, ¿a qué especie
se debe este efecto?
_______1. Ac-
_______2. HAc _______3. H3O+
_______4. Na+
8) Cuando se mezclan volúmenes iguales de disoluciones 0.1 M de las siguientes especies, ¿en
qué casos el resultado será una disolución tampón?
a) KCN y HCN
b) NaH2PO4 y Na2HPO4
c) NaAc y NH4Ac
d) HF y NaF
____1. En todos ____2. Sólo en a, b y d ____3. Sólo en a y d ____4. En ninguno
9) Tenemos un litro de disolución de ácido acético, HAc y un litro de disolución de HCl. Ambas
disoluciones tienen el mismo pH. Por tanto, para neutralizarse con sosa de la misma
concentración:
______ 1. El ácido acético necesita más cantidad de sosa.
______ 2. El HCl necesita más cantidad de sosa.
______ 3. Los dos ácidos necesitan igual cantidad de sosa.
______ 4. Se necesitan más datos para saber qué ácido necesitará más sosa para su
neutralización.

40
10) Si se mezclan volúmenes iguales de las siguientes disoluciones, ¿cuál tendrá un pH básico?
pKa(HCN/CN-
) = 9.2 y pKa(NH4
+
/HN3) = 9.2
_______ 1. H2O y NH4Cl 0.015 M
_______ 2. HCl 0.015 M y NaOH 0.015 M
_______ 3. HCl 0.15 M y NaOH 0.040 M
_______ 4. HCN 0.15 M y NaOH 0.15 M
11) La fenolftaleína, indicador ácido-base, es incolora hasta pH = 8.2, y rosa por encima de 10. Si
quisiéramos que adoptara una coloración rosa, ¿a cuál de las siguientes disoluciones 0.1 M
añadiríamos fenolftaleína?
____ 1. NH4NO3 ____2. NH4Ac ____ 3. NaBr ____4. NaClO
12) Un indicador que es un ácido débil de Ka = 4x10-10
es incoloro en disoluciones fuertemente
ácidas, y rojo en las fuertemente básicas. Si este indicador se encuentra en una disolución de
pH = 10, ¿a cuál de las siguientes situaciones corresponderá?
_______ 1. La disolución es incolora y hay un 20% de indicador no disociado.
_______ 2. La disolución es incolora y hay un 20% de indicador disociado.
_______ 3. La disolución es roja y hay un 20% de indicador no disociado
_______ 4. La disolución es roja y hay un 20% de indicador disociado
13) Enlistar los criterios necesarios para seleccionar un indicador durante una titulación.
1. Plantea un diagrama secuencial de bloques con los pasos a seguir en forma condensada,
con objeto de tener una guía del trabajo experimental.
2. Investiga la toxicidad de los compuestos que se utilizan en esta práctica, y en función de
ello discute con el profesor sobre la forma de desecharlos una vez terminado el
experimento.
PARTE I Comportamiento de los indicadores (escala de pH)
PROBLEMA
¿Por qué el indicador universal toma diferentes coloraciones cuando cambia el pH? ¿Cuál es el pH
de cambio de color de la fenolftaleína y cuál el del anaranjado de metilo?
Hipótesis:_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
___

41
24 tubos de ensayo HCl 0.1 M
12 vasos de precipitados de 20 mL Solución reguladora de pH = 4
1 gradilla Solución reguladora de pH = 7
1 pipeta graduada de 10 mL NaOH 0.1 M
1 pHmetro Biftalato de potasio 0.05 m
1 electrodo combinado de pH Urotropina 0.1 M pH = 6
1 agitador y 1 barra magnética Ácido acético/acetato de sodio 0.1
M
1 propipeta Bicarbonato de sodio 0.1 M
1 piseta Tetraborato de sodio 0.05 M
NaH2PO4 /Na2HPO4 0.1 M pH = 7
Indicador Universal
Anaranjado de metilo
Fenolftaleína
Tartrato ácido de potasio soln. Sat.
Indicador Natural (col morada)**
** Extracto de col morada. Para preparar este indicador toma 2 hojas de col, corta las hojas en
trozos pequeños y licúa. Macera en alcohol durante toda la noche. Realiza el procedimiento
anterior un día antes de la práctica. Filtra la solución resultante, al inicio de la sesión.
¡ALERTA!
• El hidróxido de sodio produce quemaduras severas, manéjalo con precaución.
• El ácido clorhídrico y es altamente corrosivos y tóxicos.
Evita el contacto de estos reactivos con la piel, pero si éste llega a ocurrir, lava el sitio
afectado con abundante agua fría y avisa inmediatamente a tu profesor.
PROCEDIMIENTO
1. Calibra el pHmetro de acuerdo a las indicaciones del profesor.
2. En vasos de precipitados de 20 mL perfectamente identificados, coloca 10 mL de
cada una de las disoluciones indicadas en la tabla I y mide su pH. Registra los
datos en la tabla I. Conserva las disoluciones ya que las utilizarás para la parte
experimental II.
3. En tubos de ensayo perfectamente identificados, adiciona 5 mL de cada una de las
disoluciones indicadas en la tabla I y agrega 1 gota de indicador universal. Anota
en la columna correspondiente de la tabla I el color que presenta el indicador en
cada disolución.
4. En 3 grupos de tubos de ensayo perfectamente identificados, adiciona por
triplicado 5 mL de cada una de las disoluciones de la tabla I. Al primer grupo añade
1 gota de fenolftaleína, al segundo 1 gota de anaranjado de metilo y una gota de
indicador natural al tercero. Anota los colores observados en la tabla I.

42
Relaciona el valor de pH medido con el color de cada uno de los indicadores.
Tabla I
Color del Indicador
Disolución de: pH Universal Fenolftaleína
anaranjado de
metilo
Indicador natural
(extracto de col
morada)
HCl 0.1 M
Tartrato ácido sat.
Biftalato 0.05 m
Acetatos 0.1 M
Urotropina 0.1 M
Fosfatos 0.1 M
Bicarbonato 0.1 M
Tetraborato 0.05 M
NaOH 0.1 M
Llena la tabla II de acuerdo a las observaciones registradas en la tabla I
Tabla II. Registro de intervalos de vire y pKa´s.
Valores reportados literaturaIndicador Intervalo(s) de vire experimental
pKa Intervalo de vire
Indicador universal
Anaranjado de metilo
Natural (col morada)
Fenolftaleína
CUESTIONARIO No. 1
1. ¿Por qué el indicador universal toma diferentes coloraciones en las distintas disoluciones
buffer?
2. Analizando los resultados de la tabla II y relacionando el vire de color con el pKa, explica con tus
propias palabras cómo actúa un indicador ácido-base.
3. ¿Para qué situaciones recomendarías utilizar el indicador universal, el anaranjado de metilo y la
fenolftaleína?
4. A partir de la tabla II, selecciona el indicador adecuado para la reacción de neutralización ácido
fuerte-base fuerte. Justifica tu propuesta.
5. Construye un mapa conceptual que relacione los conceptos involucrados en los experimentos.

43
PARTE II (ACCIÓN BUFFER).
PROBLEMA
Después de medir el pH de los pares ácido-base propuestos en el experimento, construye una
escala de pH. Indica las reacciones ácido-base que se pueden llevar a cabo de forma espontánea.
Hipótesis:_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
___
10 vasos de precipitados de 50 mL HCl 1.0 M
1 electrodo combinado de pH NaOH 1.0 M
1 pHmetro Ácido acético (CH3COOH) 0.1 M
1 agitador magnético Acetato de sodio (CH3COONa) 0.1 M
1 barra magnético Amoniaco (NH3) 0.1 M
1 piseta Cloruro de amonio (NH4Cl) 0.1 M
1 pipeta vol. de 20 mL Ácido fosfórico (H3PO4) 0.1 M
1 pipeta vol. de 10 mL Dihidrógenofosfato de sodio (NaH2PO4) 0.1 M
2 matraces aforados 100 mL Bicarbonato de sodio (NaHCO3) 0.1 M*
Carbonato de sodio (Na2CO3) 0.1 M
Disolución reguladora de pH = 4
Disolución reguladora de pH = 7
* Recién preparada
PROCEDIMIENTO
1. Calibra el pHmetro, de acuerdo a las indicaciones de tu profesor.
2. En un vaso de precipitados de 50 mL coloca 10 mL de disolución de HCl 1.0 M y en
otro 10 mL de disolución de NaOH 1.0 M. Introduce el electrodo combinado de
vidrio en la disolución de HCl 1.0 M y mide el pH. Registra el dato en tu bitácora.
Mide el pH de la disolución de NaOH 1.0 M y registra el dato en tu bitácora.
3. Toma 10 mL de disolución de ácido acético 0.1 M y 10 mL de disolución de acetato
de sodio 0.1 M y colócalos en un vaso de precipitados de 50 mL. Introduce el
electrodo combinado de vidrio en la disolución y mide el pH. Registra el dato en tu
bitácora. Mide por separado el pH del ácido acético 0.1 M y del acetato de sodio
0.1 M, registra los datos.
4. Toma 10 mL de disolución de ácido fosfórico 0.1 M y 10 mL de disolución de NaH2PO4 0.1 M y
colócalos en un vaso de precipitados de 50 mL. Introduce el electrodo combinado de vidrio en
la disolución y mide el pH. Registra el dato en tu bitácora. Mide por separado el pH del ácido
fosfórico 0.1M y del dihidrógenofosfato de sodio 0.1M y registra los datos.
5. En un vaso de precipitados de 50 mL coloca 10 mL de disolución de carbonato de sodio 0.1 M y
10 mL de disolución de bicarbonato de sodio 0.1 M. Introduce el electrodo combinado en la
disolución y mide el pH. Registra el dato en tu bitácora. Mide por separado, el pH del carbonato
ácido de sodio 0.1M y del carbonato de sodio 0.1 M, registra los datos.

44
Tabla III. REGISTRO DE DATOS. Llena solamente los espacios en blanco.
DISOLUCIÓN Par
ácido-base
pH Conc. ácido
[HA]
Conc. base
[A-
]
pKa
Ácido acético 0.1 M
Acetato de sodio 0.1 M
Ácido acético + acetato de sodio
Ácido fosfórico 0.1 M
Dihidrógenfosfato de sodio 0.1 M
Ácido fosfórico +
dihidrógenofosfato de sodio
Carbonato ácido de sodio 0.1 M
Carbonato de sodio 0.1 M
Bicarbonato de sodio +
carbonato de sodio
CUESTIONARIO No. 2
1. ¿Por qué la disolución de un par conjugado tiene un pH diferente al que tendría una disolución
del ácido de ese par solo o al pH de la base de ese par sola?
2. Con los datos experimentales obtenidos de la tabla III, completa la escala de pH. Coloca cada
par ácido-base conjugado a lo largo de la escala. Completa también para el resto de los
equilibrios de los ácidos polipróticos.
H3O+
HA H2O
0 pKa 14 pH
H2O A-
OH-
3. Empleando la escala anterior de pH que elaboraste, haz la predicción de todas las reacciones
que se puedan llevar a cabo entre todas las especies colocadas en la escala.
4. Escribe la ecuación de las reacciones que propusiste en el inciso (3) y calcula los valores de las
constantes de equilibrio correspondientes.
5. ¿Cuál de las reacciones propuestas es la más cuantitativa? Justifica tu respuesta.
PARTE III. Efecto de la dilución
PROBLEMA
¿Qué efecto tiene la dilución sobre la disociación de una especie ácido-base?
¿Qué sucede con el valor de pH de una disolución cuando se diluye?
Hipótesis:
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
_

45
8 vasos de precipitados de 50 mL Ácido clorhídrico (HCl) 1.0 M
1 electrodo combinado de pH Hidróxido de sodio (NaOH) 1.0 M
1 pHmetro Ácido acético (CH3COOH) 1 M
1 agitador magnético Acetato de sodio (CH3COONa) 1 M
1 barra magnética Dihidrógenofosfato de sodio (NaH2PO4) 1 M
1 piseta
1 pipeta volumétrica de 1 mL
2 matraces volumétricos de 100 mL
PROCEDIMIENTO
1. Empleando el pHmetro, mide el pH de las soluciones propuestas en la siguiente
tabla. Diluye las soluciones 1:10,000 para tener una concentración 10-4
M (diluir
2 veces 1:100).
disolución pH antes de la dilución pH después de la dilución
CH3COOH 1 M
HCl 1 M
NaH2PO4 1 M
NaOH 1 M
CH3COONa 1 M
2. ¿Qué expresión matemática relaciona la fracción disociada con la dilución
hecha?
MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS
Los residuos generados durante la práctica a excepción de los fosfatos, no resultan
contaminantes, por lo que deben neutralizarse y desecharse por la atarjea, haciendo correr
suficiente agua. Los residuos de fosfatos deben guardarse en un frasco etiquetado para su
posterior tratamiento
BIBLIOGRAFÍA
• Chang R. Química; Mc. Graw Hill Interamericana: México, 1992; pp 654-655.
• García G. Carmen et al. Química General en Cuestiones; Addison-Wesley Iberoamericana:
USA, 1991.

46
PRÁCTICA No. 4. IDENTIFICACIÓN DE UN COMPUESTO QUÍMICO A TRAVÉS
DE UNA TITULACIÓN POTENCIOMÉTRICA
Elaborado por: Rosario Covarrubias Herrera, Paloma Marquez Lira y Olivia Zamora Martínez
Revisado y adaptado por: Julio César Aguilar Cordero y Ma. del Carmen Sansón Ortega
INTRODUCCIÓN
Una titulación o valoración es un procedimiento analítico mediante el cual se determina
cuantitativamente una sustancia presente en una muestra a través de una reacción química de
ésta con un reactivo de concentración conocida. Generalmente, este procedimiento se lleva a cabo
mediante la adición controlada de volúmenes perfectamente conocidos de una disolución de dicho
reactivo (llamado titulante) a la disolución problema que contiene la especie de concentración
desconocida (nombrado entonces analito).
En una titulación potenciométrica se registra el cambio de la fuerza electromotriz durante una
titulación, en función del reactivo titulante agregado. Las reacciones involucradas pueden ser de
neutralización, óxido-reducción, precipitación o complejación, entre otras.
En el caso de una titulación ácido-base, el mejor camino para seguir el curso de la valoración es
medir el pH conforme la reacción progresa, y construir la curva de titulación de pH vs. volumen de
titulante añadido. El equipo empleado, sencillo y barato, comprende un electrodo de referencia, un
electrodo indicador y un dispositivo para medir potenciales, llamado potenciómetro. Este
instrumento mide el pH de una disolución a través de la diferencia de potencial entre los dos
electrodos sumergidos en ella; la escala del pHmetro está diseñada de tal manera que el voltaje
puede leerse directamente en unidades de pH.
Estas determinaciones son muy útiles cuando la detección visual del punto final se dificulta, como
ocurre en muestras turbias o cuando existen especies coloridas en las mismas.
Además de permitir la localización del punto de equivalencia de una reacción, mediante el trazo de
una curva de titulación potenciométrica es posible determinar constantes de equilibrio
termodinámicas.
Los valores numéricos de parámetros termodinámicos, tales como constantes de producto de
solubilidad, disociación y formación de complejos, y potenciales normales entre otros, se evalúan
de forma muy apropiada mediante este tipo de mediciones; asimismo, esta determinación no
afecta a los equilibrios presentes en la disolución.
OBJETIVO GENERAL
• Aprender a realizar una titulación potenciométrica y su uso en la determinación de algunos
parámetros fisicoquímicos.
OBJETIVOS PARTICULARES
• Observar la variación del pH durante el transcurso de una titulación ácido-base.
• Representar gráficamente la relación entre el volumen de titulante agregado y la variable
medida (pH)
• Localizar mediante un método apropiado el punto de equivalencia de la titulación realizada.
• Determinar experimentalmente el valor de pKa del sistema ácido-base estudiado.
• Identificar un compuesto químico mediante la utilización de la curva de titulación
potenciométrica
1. Plantea un diagrama secuencial de bloques con los pasos a seguir en forma condensada, con
2. Lee cuidadosamente toda la práctica y anota las ecuaciones correspondientes a los cambios
que ocurren durante toda la experiementación.

47
CUESTIONARIO PREVIO
1. Investiga las propiedades físicas y químicas, así como la toxicidad de los compuestos
enlistados en la tabla 2, así como del HCl y el NaOH que se utilizarán como titulantes.
2. Revisa las definiciones de los siguientes términos:
a) Ácido fuerte
b) Acido débil
c) Base fuerte
d) Base débil
e) Ka y pKa
f) Titulación potenciométrica
g) Electrodo indicador y electrodo de referencia
h) Punto de equivalencia
i) Punto final
3. Averigua cómo está constituido y el principio de funcionamiento de los electrodos de vidrio
y de calomel
4. Investiga los métodos gráficos y matemáticos que comúnmente se utilizan para la
determinación del punto de equivalencia en una curva de titulación potenciométrica.
5. ¿En qué punto de la titulación de un ácido monoprótico débil con una base fuerte el pH es
igual al pKa? Justifica la respuesta.
6. Cada una de las afirmaciones siguientes se refiere a una disolución 0.010 M de un ácido
monoprótico débil, HA. Describe brevemente por qué cada afirmación es verdadera o
falsa.
a. [HA] es aproximadamente igual a 0.010 M
b. [HA] es mucho mayor que [A-
]
c. [OH-
] es aproximadamente igual a [H3O+
]
d. El pH es igual a dos
e. La concentración de H3O+
es 0.010 M
f. [H3O+
] es aproximadamente igual a [A-
]
7. Cada una de las afirmaciones siguientes se refiere a una disolución 0.10 M de una base
monoprótica débil, B. Describe brevemente por qué cada afirmación es verdadera o falsa.
a. [B] es aproximadamente igual a 0.10 M
b. [B] es mucho mayor que [HB+
]
c. [H3O+
] es mayor que [HB+
]
d. El pH es igual a trece
e. [HB+
] es aproximadamente igual a [OH-
]
f. [OH-
] es igual a 0.10 M

48
PARTE I
PROBLEMA
Identificar un compuesto químico a través de una titulación ácido-base potenciométrica.
1 vaso de precipitados de 100 mL Disoluciones buffer de referencia pH = 4 y pH = 7
1 vaso de precipitados de 50 mL Disolución de HCl ∼ 0.1 M, previamente normalizada
1 probeta de 100 mL Disolución de NaOH ∼ 0.1 M, previamente normalizada
Balanza analítica
Potenciómetro
Agitador magnético y barra magnética
Electrodo de vidrio
Electrodo de calomel
1 pinza para bureta
1 piseta
1 propipeta
1 espátula
Papel milimétrico
¡ ALERTA!
• El hidróxido de sodio produce quemaduras severas, manéjalo con precaución.
• El ácido clorhídrico y es altamente corrosivos y tóxicos.
Evita el contacto de estos reactivos con la piel, pero si éste llega a ocurrir, lava el sitio
afectado con abundante agua fría y avisa inmediatamente a tu profesor.
PROCEDIMIENTO
1. Estandariza el equipo potenciométrico (ver anexo 1).
2. En un vaso de precipitados de 100 mL, pesa con precisión 100 ± 20 mg de
muestra problema.
3. Con una probeta graduada añade 50 mL de agua destilada a temperatura
ambiente (previamente hervida).
4. Introduce una barra magnética y agita la disolución con velocidad moderada
hasta la disolución y homogeneización de la muestra.
5. Monta el equipo de titulación tal como se muestra en la figura 1.
6. Determina el pH inicial de la muestra y con esto selecciona el reactivo titulante.
7. Llena la bureta con el reactivo titulante seleccionado.

49
8. Realiza la titulación potenciométrica siguiendo las indicaciones descritas en el anexo 2. La
adición del reactivo titulante debe hacerse cuidando que la variación del pH no exceda de
0.2 unidades, y que los volúmenes adicionados sean iguales o menores que 0.5 mL.
9. Registra los valores de pH y volumen de titulante agregado y vacía esta información en la
tabla No. 1
10. Construye simultáneamente el gráfico de pH vs volumen agregado.
Figura 1. Montaje experimental para realizar una titulación potenciométrica.
Advertencia: Los electrodos que se utilizarán en esta titulación potenciométrica, son
accesorios caros y frágiles, en consecuencia, deben manipularse con mucha precaución y
cuidado.

50
Tabla No. 1. Registro de datos
TITULACIÓN POTENCIOMÉTRICA
Reactivo Titulante: Concentración (M):
Masa (g) de muestra:
Volumen agregado (mL) pH Volumen agregado (mL) pH

51
TRATAMIENTO DE DATOS
1. Determina el volumen en el punto de equivalencia, el pKa y la masa molar de la especie
ácido-base en la muestra problema.
2. Considerando los datos anteriores y tu investigación previa, selecciona de la tabla No. 2 la
especie más probable. En la muestra problema sólo está presente un compuesto.
Tabla No. 2. Posibles compuestos químicos que puede contener la
muestra problema.
Compuesto pKa Masa molecular (g/mol)
Urotropina 5.13 140
Acetato de sodio 4.74 82
Benzoato de sodio 4.2 144.12
Ácido fenilacético 4.25 136.15
Ácido nicotínico 4.85 123.11
CONCLUSIONES
1. ¿Qué comportamiento ácido-base presenta tu muestra problema?
2. ¿Cuál es la reacción química general que se efectúa durante la titulación?
3. ¿Cuál es la identidad de la muestra problema? Justifica con tus resultados obtenidos.
4. En el punto de equivalencia ¿La disolución es neutra, ácida o básica? ¿Por qué?
5. ¿Cuáles son las especies químicas presentes en cada etapa de la curva de titulación
(Antes del punto de equivalencia, en el punto de equivalencia y después del punto de
equivalencia)?
6. Explica la evolución del pH durante la titulación.

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