Ecuacion de Nernst y constante de formación

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Se colocó 5 mL de nitrato de plata 1M en dos vasos de precipitado de 10 mL (uno etiquetado como solución 1 y otro como referencia) unidos por un puente salino y se sumergió un electrodo en cada uno a no más de un milímetro de la superficie de la solución y sin tocar el puente. Se tomó el potencial.

Del vaso etiquetado como solución 1 se tomó 0.5 mL y se vació en otro vaso de precipitado que contenía 4.5 mL de agua desionizada. Se mezcló la nueva solución (solución 2) con un agitador magnético y se medió el potencial de esta nueva media celda unida con un puente salino nuevo al vaso de la media celda de referencia.

A continuación se tomó 0.5 mL de la solución 2 y se pasó a un vaso nuevo “disolución 3” con 4.5 mL de agua desionizada y se repitió todo el procedimiento anterior. Se realizaron 2 disoluciones más, seriadas.

Para la determinación de la constante de formación Kform para el complejo diamina de plata se formó una celda galvánica, una media celda con 1.5 mL de amoniaco 0.1 M en solución acuosa y 1.5 mL de nitrato de plata 0.01M que fueron tomados de la “disolución 3” se mezcló la celda mediante un agitador magnético

Se midió el voltaje de la celda uniendo la media celda anterior y la celda de referencia con un nuevo puente salino utilizando los electrodos de plata.

- RESULTADOS, CALCULOS Y DISCUSIÓN.

1. Comparar los resultados prácticos y teóricos para la validez de la ecuación de

Nernst, discuta las diferencias encontradas.

2. Reportar y construir una gráfica con los resultados de las lecturas de las celdas galvánicas para la validez de la ecuación de Nernst: graficar en “x” y el potencial de celda en “y”, calcular la pendiente y compararla con la teórica. Discuta el significado de la pendiente y lo que implica la diferencia entre el valor teórico y el práctico. [pic 3]

3. Calcular la constante de formación determinando las concentraciones molares en el equilibrio de Ag(NH3)2 +, Ag+ y NH3:

a. El potencial medido en el punto 5 inciso d, del procedimiento, utilizarlo para calcular la concentración molar del ion libre Ag+ (aq) en la media celda del complejo utilizando la ecuación de Nernst (obtenida prácticamente).

b. Con la concentración molar y el volumen final de la solución calcular los milimoles de Ag+ (aq) al equilibrio.

c. Calcular los milimoles iniciales de Ag+ (aq).

d. Calcular los milimoles de Ag+ (aq) que reaccionaron mediante la diferencia entre los milimoles iniciales y al equilibrio de Ag+ (aq).

e. Con los milimoles de Ag+ (aq) que reaccionaron calcular los milimoles formados del complejo Ag(NH3)2 + y los milimoles de NH3 que reaccionaron, empleando la relación estequiométrica de la ecuación 3.

f. Determinar los milimoles de NH3 al equilibrio (amoniaco que no reacciona), mediante la diferencia entre los milimoles de NH3 iniciales y los de NH3 que reaccionaron.

g. Obtener la molaridad del Ag(NH3)2 + y del NH3 en el equilibrio con los milimoles de ambas especies al equilibrio y el volumen final de la solución.

h. Calcular la constante de formación utilizando la ecuación 4. Comparar con el valor teórico, discutir las diferencias y la utilidad de este tipo de celdas.

i. . ¿Qué indica el resultado obtenido?

j. Compare la constante de equilibrio teórica y la obtenida en la práctica, discuta las diferencias.

- CONCLUSIONES.

- BIBLIOGRAFIA.

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Harris D. Análisis químico cuantitativo. 3ra edición en español. Esepaña: Editorial Reverté SA. 2007: 298, 407.