Este documento presenta un seminario sobre métodos electroanalíticos que incluye temas como potenciometría indirecta, titulaciones en medio no acuoso, métodos dinámicos y detección de punto final. Se describen conceptos clave como propiedades de solventes, constante de autoprotólisis, constante dieléctrica y su relación con las fuerzas ácido-base. También se explican ventajas y desventajas de métodos potenciométricos e indicadores para detección de punto final en diferentes medios.

1. SEMINARIO Nº 2.
Jefes de TP a cargo: Farm. Lucía Foglia
Farm. Silvia Iglesias
Bioq/Farm. Gisela Álvarez
Temario:
• Potenciometría indirecta
• Titulaciones en medio no acuoso
• Métodos dinámicos
Determinación de punto final en volumetrías
Biosensores amperométricos
Detectores amperométricos
D t t
ét i

2. MÉTODOS ELECTROANALITICOS
hoy →
y
hoy →

3. POTENCIOMETRÍA INDIRECTA /
TITULACIONES POTENCIOMÉTRICAS
Ventajas
• Posibilidad de analizar muestras turbias o
coloreadas
l
d
•Fácil de automatizar
Desventajas
•Tiempo
•Costo
Es necesaria la calibración del electrodo?

4. Vol. Valorante (ml) E vs SCE (mV)
5
62
15
5
20
107
21
117
21,5
127
22
140
22,1
22 1
148
Δ E/Δ V (mV/ml)
2
Δ E/Δ V (mV/ml )
2
2
(158-148)/(22.2-22.1)= 100
22,2
158
140-100=40
1380(660+720).........0,1 ml
(172-158)/(22.3-22.2)= 140
22,3
172
180 140
180-140= 40
180
22,4
190
300
22,5
220
660
960
22,6
316
-720
240
22,7
340
-230
110
22,8
22,9
23
23,5
23 5
24
25
27
29
31
351
358
362
374
380
390
400
406
408
660......... .....X ≈ 0,05 ml
120
-40
70
Volumen correspondiente
al punto final es: 22 55 ml
22,55 ml.

5. 14.00
5.00
6.00
12.00
12 00
4.00
4.00
pH
8.00
6.00
Δ(ΔpH/ΔVa)/ΔVa
ΔpH/ΔVa
10.00
3.00
2.00
2.00
0.00
-2.00
4.00
1.00
-4.00
2.00
0.00
0.00
0
5
10
15
20
25
30
Volume of 0.09270N NaOH (ml)
Fig. Experimental titration curve.
0.06860N KHP 25.00ml vs 0.09270N NaOH
-6.00
0
5
10
15
20
25
30
Volume of 0.09270N NaOH (ml)
Fig. The 1st derivative experimental titration curve.
0.06860N KHP 25.00ml vs 0.09270N NaOH
0
5
10
15
20
25
30
Volume of 0.09270N NaOH (ml)
Fig. The 2nd derivative experimental titration curve.
0.06860N KHP 25.00ml vs 0.09270N NaOH

7. TITULACIONES EN SOLVENTES NO ACUOSOS
1. REACTIVOS
1 -REACTIVOS O PRODUCTOS INSOLUBLES EN AGUA.
2.-REACTIVOS
2 REACTIVOS O PRODUCTOS QUE REACCIONAN CON EL
AGUA.
3.-EL ANALITO ES UN ÁCIDO O UNA BASE DEMASIADO DÉBIL
PARA TITULARSE EN AGUA
AGUA.
4.-SON MEZCLAS DE ÁCIDOS O BASES FUERTES EN AGUA Y
LOS QUIERO DIFERENCIAR.

9. Propiedades
ácido base
ácido-base del
solvente en
relación con el
soluto
Constante de
autoprotólisis
del solvente
Comportamiento
ácido-base de un
soluto en un
solvente
Constante
dieléctrica del
solvente

10. 1. De las propiedades ácido-base del solvente en relación al soluto
ÁCIDO
BASE
Acepta H+
Cede H+
Para que exista una manifestación de acidez o basicidad se deben
enfrentar dos sistemas antagónicos
A1
B2+ H+
A1+ B2
ClH
NH3 + H+
ClH + NH3
Cl- + H+
NH4+
Cl- + NH4+
B1 + H+
A2
B1 + A2
ClH
H2O + H+
ClH + H2O
Cl- + H+
H3O+
Cl- + H3O+
Los fenómenos ácido-base dependen en gran medida de
la naturaleza del solvente y del soluto.

11. CLASIFICACIÓN DE SOLVENTES
ANFIPRÓTICOS: Actúan como ácido o base. Presentan autoprotólisis
• Anfipróticos propiamente dichos
• Protofílicos
• Protogénicos
APRÓTICOS O INERTES: No muestran propiedades ácido/base o
tienen propiedades básicas definidas pero sin propiedades ácidas.
Ejemplo: piridina

12. = acidez que el agua
H2O
(Anfipróticos p.d.)
CH3CH2OH
CH3OH
H3O + + HO -
2 H2O
CH3CH2OH2 + + CH3CH2O -
2 CH3CH2OH
> acidez que el agua
(protogénicos)
CH3COOH
CH3COOH2+ + CH3COO -
2 CH3COOH
< acidez que el agua
g
NH3
2 NH3
(protofílicos)
NH2CH2CH2NH2
NH4+ + NH2-

13. Efecto nivelador y capacidad diferenciadora de un solvente
ÁCIDOS
ÁC OS
BASES
S S
HClO4
HCl
CH3COOH
H 2O
NH3
NaOH
Fuerte
Fuerte
Débil
Neutra
Débil
Fuerte
Efecto nivelador
Efecto diferenciador
Efecto diferenciador
ÁCIDOS
BASES
HClO4
HCl
CH3COOH
H 2O
NH3
NaOH
Fuerte
Débil
Neutro
Débil
Fuerte
Fuerte
Efecto diferenciador
Efecto nivelador
Efecto diferenciador
Ef t dif
i d

14. Conclusión
En un solvente ácido las bases exaltan su basicidad y
los ácidos se debilitan.
En un solvente básico los ácidos exaltan su acidez y
las bases se debilitan.

15. 2. De la constante de autoprotólisis del solvente
SH2+ + S-
SH + SH
[SH2+] [S-]=Ks
[H3O+][OH-]=[H+][OH-]=Kw=Ks=1.00 x 10-14
SOLVENTE
K
pKS
agua
14.0
etanol
19.1
Menor ks
metanol
16.7
Mayor pks
ácido acético
14.5
ácido fórmico
6.2
62
Mayor poder
diferenciador
etilendiamina
15.3
INTERVALO ÚTIL
agua
Etanol
pH 4 - pH 10 (6 unidades)
pEtOH2+ 4 - pEtOH2+ 15 (11 unidades)
Cuanto menor es la Ks de un disolvente, mayor es el
intervalo de fuerzas ácidas o básicas que pueden existir en
ese disolvente y tanto mayor será su poder diferenciador.

16. 3. De la constante dieléctrica del solvente
ionización
HA + HS
disociación
H2S+ A-
H2S+ + A-
par iónico
La fuerza de atracción (F) entre dos partículas cargadas, está dada
por la ley de Coulomb:
F =
q1q2
Dr2
D= Facilidad de disociación de un par iónico

17. Solvente
D 25ºC
agua
etanol
ácido acético
etilendiamina
til di i
metilisobutilcetona
acetona
benceno
b
Ácido acético
78,5
78 5
24,3
6,1
12,5
12 5
13,1
20,7
2,3
23
Ka (H2O)=1,8 10-5
(
)
Ka (EtOH)=2,0 10-14
Fenilamina
Kb (H2O)=4,6 10-10
11
Kb (EtOH) 4 8 10-11
(EtOH)=4,8
A > D del solvente > efecto nivelador sobre el soluto

18. Propiedades de los solventes apróticos
Solvente:
Metilisobutilcetona
Valorante: Hidróxido
de tetrabutilamonio
en isopropanol

19. Elección de disolvente para valoraciones ácido-base
1) Es deseable un valor pequeño para su K
2) Según sus propiedades ácidas o básicas :
Para valorar una base débil
disolvente
Para valorar un ácido débil
disolvente básico
3) Constante dieléctrica
ácido

20. DETECCIÓN DEL PUNTO FINAL
Es similar a la detección en un medio acuoso.
INDICADORES VISUALES
Los intervalos de pH y los colores de los indicadores, son
diferentes que en agua y dependen del solvente.
Bases en Á
Ácido Acético
Violeta Cristal
Violeta de Metilo
Azul de Oracet B
Ácidos en Etilendiamina
Á
Azul de Timol
Violeta Azo
POTENCIOMÉTRICAMENTE
Para soluciones coloreadas, turbias.

21. ACIDIMETRIAS
Valorandos:
V l
d
• Ácidos carboxílicos
• Aminoácidos
• Fenoles
• Sulfonamidas
• Sales de aminas
Solventes:
• Protofílicos: etilendiaminas, DMF, n-butilamina
• Anfipróticos: alcohol isopropílico
• Apróticos: piridina, metilisobutilcetona, metiletilcetona
• Mezclas: benceno-metanol

22. Valorantes:
V l
t
• Metóxido de sodio o etóxido de sodio
• Hidróxidos de tetraalquilamonio (
q
(hidróxido de tetrabutilamonio)
)
Patrón primario:
• Ácido benzoico

23. BASIDIMETRIAS
Valorandos:
V l
d
• Aminas
• Aminoácidos
• Aniones de ácidos débiles
• Clorhidratos, bromohidratos o iodohidratos de alcaloides y bases
nitrogenadas (con agregado de (Ac)2Hg)
2RNH2.ClH
2RNH3+ + 2Cl-
2Cl- + (Ac)2Hg
Cl2Hg + 2Ac-
2ClO4H + 2AcH
2AcH2+ + 2ClO4-
2Ac- + 2AcH2+
4AcH

24. Solvente: Ácido acético glacial
Valorante: Ácido perclórico disuelto en ácido acético glacial
Patrón primario: biftalato de potasio

25. ACIDIMETRIA: SV BASICOS EXALTAN ACIDEZ
Agua
Etilendiamina/Butilamina/DMF

26. BASIDIMETRIA (TP): SV ACIDOS EXALTAN BASICIDAD
Agua
Ac. acético
700 -
600 -
600 -
E(mV)
800 -
700 -
E(mV)
800 -
500 400 -
500 400 -
300 -
300 -
200 -
200 -
Benzoato de sodio
100 0-
0-
1,5
ml valorante
-
1,0
-
0,5
-
0,0
-
ml valorante
2,0
-
1,5
-
-
1,0
-
0,5
-
-
0,0
Benzoato de sodio
100 -
2,0

27. MÉTODOS DINÁMICOS
Hay pasaje de corriente en el sistema
Pueden realizarse a:
• P t
Potencial constante o…
i l
t t
• Corriente constante
Según el área electrodo/volumen de la solución:
• Pequeña → no hay cambios apreciables de concentración de las especies
quimicas en solución Ej: amperometrías voltamperometrías
solución.
amperometrías, voltamperometrías.
• Elevada → conversion total del analito en una especie con otro número de
oxidación. Ej: coulombimetrías.

28. LA CORRIENTE CIRCULA DEBIDO A
A…
Procesos farádaicos: requieren constante transferencia de masa por
• Convección
“El electrón abandona la superficie del
• Migración
electrodo y se transfiere a una especie en
• Difusión
solución”
Q : F. n eq.
F eq
Procesos no Farádaicos: cuando el electrón alcanza la interfase de la
disolución permanece en la superficie del electrodo formando la doble capa
eléctrica.
eléctrica

29. ETAPAS DEL PROCESO ELECTRÓDICO
1- Transferencia de materia desde el seno de la solución a la interfase.
2- Transferencia de electrones en la superficie del electrodo.
3- Abandono de la interfase del producto de reacción
En una semicelda se pueden distinguir tres zonas que permiten explicar
las causas de la polarización:
• LA SUPERFICIE DEL ELECTRODO
• EL SENO DE LA DISOLUCIÓN
• CAPA SUPERFICIAL O INTERFASE (REGIÓN INTERMEDIA ENTRE
LAS ANTERIORES)

30. Electrodo
Capa superficial
Cambio de
estado físico
Ox+
n e-
Seno de la solución
Reacción
química
Transferencia
de masas
Ox
Ox
Red
Ox+
Red
Transferencia
de electrones
RedCambio de
estado físico
RedReacción
química
Transferencia
de masas

31. …Cuando se transporta electricidad en corriente continua a través de una
celda electroquimica, el potencial de celda medido difiere del teorico…
¡¿Por qué?!
Por la resistencia ohmica y efectos de polarizacion.

32. ¿QUE ES LA POLARIZACIÓN?
Se dice que una celda esta polarizada cuando NO hay una relación lineal
entre el potencial de celda y la intensidad de corriente.
Orígenes de la polarización
Polarización de reacción
Polarización de transferencia de carga
Polarización de adsorción,
desorción o cristalización
Polarización de
concentración

33. Electrodo polarizado ideal
• La corriente se mantiene cte e
independiente d l potencial en
i d
di t del
t
i l
un intervalo dado. No se
produce cambio alguno en la
transferencia de cargas entre la
solución y él.
Electrodo no polarizado ideal
• Aquel cuyo potencial se
mantiene cte e i d
ti
t
independiente
di t
de la intensidad de corriente
eléctrica que circula a través
de la solución
solución.

34. Un ejemplo de sistema electroquímicamente “lento” es el del
agua.
agua Esta molécula puede oxidarse a oxígeno
2H2O
O2+ 4H+ + 4 4e
4 OH-
O2+2H2O + 4e2H
4
O reducirse a hidrógeno
2H2O + 2e-
H2 + 2OH-
2H+ + 2e-
H2
Necesita potenciales mucho mayores o mucho menores que sus
potenciales redox para que se lleve a cabo su oxidación o
reducción a una velocidad visible.
Por ello, es posible trabajar con un electrodo en un amplio rango
de potencial sin que se produzcan reacciones por parte del agua.

35. MÉTODOS AMPEROMÉTRICOS
La
L amperometría utiliza l medidas d corriente eléctrica que pasa a t é
t í tili las
did de
i t lé t i
través
de una disolución para producir una oxidación o una reducción del analito.
Se utilizan dos tipos de métodos amperométricos:
•
a potencial variable → se miden con la corriente como una función del
potencial del electrodo de trabajo de una celda de tres electrodos.
•
a potencial fijo → se miden los cambios de la intensidad de corriente
manteniendo fijo el potencial en el electrodo de trabajo.

36. USOS DE LOS MÉTODOS AMPEROMÉTRICOS
1. Detección d l punto fi l en tit l i
1 D t
ió del
t final
titulaciones volumétricas.
l ét i
2. Sensores químicos basados en detección amperométrica, como los
desarrollados para la detección de gases El ejemplo más claro es el
gases.
sensor de oxígeno de Clark. También entran en esta categoría los
biosensores con detección amperométrica, como por ejemplo el electrodo
para la determinación de glucosa en sangre
sangre.
3. Detectores de especies con propiedades electroactivas a la salida de un
sistema de flujo continuo como un sistema cromatográfico (HPLC con
detección electroquímica)

37. 1.
1 TITULACIONES AMPEROMÉTRICAS
•
Titulacion
Tit l i amperométrica con dos microelectrodos o técnica de punto
ét i
d
i
l t d
té i d
t
muerto
Se realiza con dos electrodos inertes idénticos, como pueden ser los de
platino, sumergidos en la solución a valorar en constante agitación.

38. La polarización de uno o ambos microelectrodos será (en general) de origen
cinético, debido a la ausencia de especies capaces de ceder o aceptar
,
p
p
p
fácilmente electrones.
Esta condición puede ser medida de varias maneras:
1.
Medición de corriente: se aplica un voltaje constante de baja magnitud
entre los microelectrodos y se mide la corriente en el circuito.
2.
Medicion de voltaje: se fuerza el pasaje de corriente constante y
pequeña y se mide la diferencia de potencial necesaria para producir
dicha corriente.

39. • Titulacion amperométrica simple
Se utiliza un potenciostato de 3 electrodos
electrodos.
El potencial del electrodo de trabajo se controla en relación al electrodo de
referencia.
La corriente pasa entre el electrodo de trabajo y el a iliar
auxiliar.
Para corregir la caída óhmica y las
modificaciones por polarización, se
realiza un montaje de tres electrodos.
j
La diferencia de potencial se mide con
un voltímetro de gran impedancia, por
lo que la i que circula entre el indicador
y la referencia es 0, y la caída óhmica
también.

40. Si se grafica la corriente en función del volumen de valorante agregado se
obtiene una curva de titulación cuya forma dependerá de la electroactividad
de reactivos y productos.
ANALITO
ELECTROACIVO
VALORANTE
ELECTROACIVO
ANALITO Y
VALORANTE
ELECTROACIVOS

41. EJEMPLO TP
Se quiere cuantificar acido ascorbico. El punto final en las valoraciones se
puede determinar por:
1.
1
Colorimetría
C l i tí
2.
Amperometría simple
3.
Punto muerto
Reaccion de valoracion del acido ascorbico:
C6H8O6
I3− + 2e-
C6H6O6 + 2H+ + 2e3I−
El reactivo (I2) se genera in situ a partir de IO3- y I2IO3- + I- + 12H+ +10 e(3IIO3- +8I- +6H+
I3- +6H2O
I3- + 2e- )x5
3I3- +3H2O
IO3- = 3I3- = 6e-

42. ¿QUE OCURRE EN LOS ELECTRODOS?
K
KIO3
Antes d l Punto d Equivalencia
A t del P t de E i l
i
Cátodo
i
Ánodo
e-
e-
ml vte
H2
I-
H+
v
I2
LENTO!!
ml vte
Asc (red), K+, I-, Asc (o ), H+
sc ( ed),
, , sc (ox)

43. ¿QUE OCURRE EN LOS ELECTRODOS?
K
KIO3
Despues d l P t d equivalencia
D
del Punto de
i l
i
Cátodo
i
Ánodo
e-
e-
ml vte
I-
I-
I2
I2
v
ml vte
K+, I-, Asc (ox), H+, I2

44. 2.
2 BIOSENSORES
¿Qué es un Biosensor?
Q é
Bi
?
Los biosensores son dispositivos que involucran la selectividad y especificidad
de sistemas biológicos y la capacidad de un transductor electrónico
para convertir la información biológica en una señal procesable.
Usualmente el componente biológico de un biosensor es una macromolécula
que reconoce una estructura complementaria.
En los biosensores amperométricos la medida se efectúa aplicando un
potencial constante al electrodo de trabajo con respecto a un electrodo de
referencia y en general se emplea un tercer electrodo (contraelectrodo)
registrando la corriente que circula entre el primero y el último.

46. ELEMENTOS BÁSICOS DE UN DETECTOR
•
•
•
Detector
D t t →t
transduccion d señales
d
i de ñ l
Enzima → Catalisis de reaccion
Mediador → transferencia de electrones

47. BIOSENSORES AMPEROMÉTRICOS
Cómo un caso particular dentro del area de l bi
Có
ti l d t d l
d los biosensores se h ll l
hallan los
electrodos enzimaticos, en particular, los electrodos enzimaticos
amperometricos.
ESPECIFICIDAD
ENZIMA
SENSIBILIDAD
DETECTOR
ELECTROQUIMICO

48. Ejemplo: Bi
Ej
l Biosensor de Glucosa
d Gl
→ Fundamento
GOX
La enzima (Glucosa oxidasa) cataliza la oxidación de la β-D-glucosa
(
)
β g
(que debe encontrarse en su forma tautomérica lineal) a ácido
glucónico. La enzima en cuestión se reduce en este paso, siendo
reoxidada por el mediador, el cual transfiere los electrones que
provienen de la oxidación de la glucosa, al electrodo. De esta forma
se obtiene una señal eléctrica, que permite determinar la
concentración de glucosa en sangre.

49. Componentes:
•Soportes y aislantes.
•Material conductor: pasta de partículas de carbón
•Electrodo de referencia: A /A Cl
El t d d
f
i Ag/AgCl
•Electrodo de trabajo activo: contiene enzima y mediador
•Electrodo de trabajo pasivo: solamente contiene mediador y
aditivos.
aditivos Cumple la función de restar la corriente proveniente de
sustancias interferentes reductoras tales como ácido ascórbico
(vitamina C), o sea que se trata de un blanco que no contiene la
enzima (glucosa oxidasa).
(g
)

50. METODOS DE INMOBILIZACION DE ENZIMAS

52. MEDIADORES REDOX MAS COMUNES

53. 3. DETECTORES AMPEROMETRICOS
• Alta sensibilidad (10-9 a10-10 M)
•Moderada selectividad
•Extensa aplicabilidad

54. DETECTOR AMPEROMETRICO PARA HPLC

55. OPTIMIZACIÓN DEL POTENCIAL DE TRABAJO:
Voltamperograma hidrodinámico
LA ELECCIÓN DEL POTENCIAL DE TRABAJO ES UN
COMPROMISO ENTRE SENSIBILIDAD, SELECTIVIDAD
Y REPRODUCIBILIDAD.

56. FIN