Posgrado
  1. Química Física  1.1. Termodinámica  1.1.1. Leyes de la Termodinámica  1.1.2. Entalpía y capacidad calorífica  1.1.3. Entropía y energía libre  1.1.4. Equilibrio de Fase  1.1.5. Termodinámica estadística  1.1.6. Ciclo termodinámico  1.1.7. Fugacidad y actividad  1.2. Química Cuántica  1.2.1. Principios de la mecánica cuántica  1.2.2. Ecuación de Schrödinger  1.2.3. Partícula en una caja  1.2.4. Operadores y valores propios  1.2.5. Orbitales atómicos  1.2.6. Teoría de orbitales moleculares  1.2.7. Teoría de perturbaciones  1.2.8. Teoría del enlace de valencia  1.2.9. Hibridación y enlace químico  1.3. Cinética química  1.3.1. Leyes de velocidad y mecanismos de reacción  1.3.2. Teoría de colisiones  1.3.3. Teoría del estado de transición  1.3.4. Cinética Enzimática  1.3.5. Reacciones en cadena y polimerización  1.3.6. Reacciones fotoquímicas  1.4. Mecánica estadística  1.4.1. Función de partición  1.4.2. Funciones de distribución molecular  1.4.3. Distribución de Boltzmann  1.4.4. Estadísticas de Bose–Einstein y Fermi–Dirac  1.5. Espectroscopía  1.5.1. Espectroscopía Rotacional  1.5.2. Espectroscopia Vibracional  1.5.3. Espectroscopía Electrónica  1.5.4. Espectroscopia de resonancia magnética nuclear  1.5.5. Espectrometría de Masas  1.5.6. Espectroscopía Raman  1.5.7. Espectroscopía de resonancia paramagnética electrónica  1.6. Química de superficies y coloides  1.6.1. Isoterma de absorción  1.6.2. Tensión superficial y mojado  1.6.3. Estabilidad Coloidal  1.6.4. Catalisis  1.6.5. Emulsiones y micelas  1.7. Electroquímica  1.7.1. Ecuación de Nernst  1.7.2. Células electroquímicas  1.7.3. Conductividad y movilidad  1.7.4. Guerra  1.7.5. Celdas de combustible  1.7.6. Electrólisis
  2. Química orgánica  2.1. Mecanismo de reacción  2.1.1. Reacciones de sustitución nucleofílica  2.1.2. Reacciones de adición electrofílica  2.1.3. Reacciones de eliminación  2.1.4. Reacciones de reordenamiento  2.1.5. Reacciones radicales  2.1.6. Reacciones pericíclicas  2.2. Espectroscopia y determinación estructural  2.2.1. Espectroscopía UV-Vis  2.2.2. Espectroscopia IR  2.2.3. Espectroscopía de RMN  2.2.4. Espectrometría de Masa  2.2.5. Cristalografía de rayos X  2.3. Estereoscópico  2.3.1. Quiralidad y actividad óptica  2.3.2. Análisis estructural  2.3.3. Isomería geométrica  2.3.4. Estereoquímica Dinámica  2.4. Química Organometálica  2.4.1. Reactivos de organolitio y organomagnesio  2.4.2. Reacciones de acoplamiento cruzado catalizadas por paladio  2.4.3. Complejos de metales de transición  2.4.4. Enlace metal-carbono  2.5. Química de polímeros  2.5.1. Mecanismo de polimerización  2.5.2. Características de los Polímeros  2.5.3. Polímero Biodegradable  2.5.4. Polímero conductor  2.5.5. Polímeros supramoleculares  2.6. Química medicinal  2.6.1. Diseño y desarrollo de fármacos  2.6.2. Farmacocinética y farmacodinámica  2.6.3. Relaciones estructura-actividad  2.6.4. Acoplamiento molecular y selección de fármacos
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Teoría del campo cristalino  3.1.2. Teoría del campo de ligandos  3.1.3. Serie espectroquímica  3.1.4. Quelación y estabilidad  3.2. Química Organometálica  3.2.1. Carbonilos Metálicos  3.2.2. Catalysis por complejos organometálicos  3.2.3. Metalocenos  3.3. Química bioinorgánica  3.3.1. Metaloproteínas y enzimas  3.3.2. El rol de los metales en los sistemas biológicos  3.3.3. Transporte y almacenamiento de iones metálicos  3.4. Química del estado sólido  3.4.1. Estructuras Cristalinas  3.4.2. Teoría de bandas de los sólidos  3.4.3. Superconductors  3.4.4. Defectos en el cristal  3.5. Lantánidos y Actínidos  3.5.1. Configuración electrónica en lantánidos y actínidos  3.5.2. Química de coordinación de los lantánidos  3.5.3. Propiedades Magnéticas de los Lantánidos
  4. Química analítica  4.1. Cromatografía  4.1.1. Cromatografía de Gases  4.1.2. Cromatografía Líquida de Alta Resolución  4.1.3. Cromatografía en Capa Fina  4.2. Técnicas Espectroscópicas  4.2.1. Espectroscopía de absorción atómica  4.2.2. Difracción de rayos X  4.2.3. Espectroscopía de plasma acoplado inductivamente  4.3. Métodos electroanalíticos  4.3.1. Potenciometría  4.3.2. Voltametría  4.3.3. Colometría  4.4. Espectrometría de masas  4.4.1. Técnica de Ionización  4.4.2. Patrón de Fragmentación  4.5. Chemometría  4.5.1. Análisis multidisciplinario  4.5.2. Aprendizaje Automático en Química
  5. Química Teórica y Computacional  5.1. Simulación de dinámica molecular  5.1.1. Force fields and energy minimization  5.1.2. Simulación de Monte Carlo en simulaciones de dinámica molecular  5.2. Métodos químicos cuánticos  5.2.1. Teoría de Hartree–Fock  5.2.2. Teoría del funcional de la densidad  5.2.3. Métodos semiempíricos  5.3. Diseño computacional de fármacos  5.3.1. Alineamiento Molecular  5.3.2. Modelado QSAR  5.3.3. Tamizaje Virtual
  6. Bioquímica  6.1. Enzyme Kinetics  6.1.1. Cinética de Michaelis-Menten  6.1.2. Mecanismo de inhibición  6.2. Metabolismo y Bioenergética  6.2.1. Glicólisis  6.2.2. Ciclo del ácido cítrico  6.2.3. Cadena de transporte de electrones  6.3. Biología Molecular  6.3.1. Replicación y reparación del ADN  6.3.2. La síntesis de proteínas  6.3.3. Regulación Génica  6.4. Bioquímica Estructural  6.4.1. Plegado de proteínas  6.4.2. Biofísica de Membranas
  7. Química Ambiental  7.1. Química Atmosférica  7.1.1. Gases de efecto invernadero  7.1.2. Agotamiento del ozono  7.1.3. Contaminantes del aire y humo  7.2. Química del Agua  7.2.1. pH y dureza del agua  7.2.2. Tratamiento de aguas residuales  7.2.3. Química Acuática  7.3. Química del Suelo  7.3.1. Contaminación por metales pesados  7.3.2. pH del Suelo y Amortiguación  7.3.3. Ciclo de nutrientes  7.4. Toxicología y Seguridad Química  7.4.1. Toxicocinética  7.4.2. Evaluación de Riesgos en Toxicología y Seguridad Química en Química Ambiental  7.4.3. Efectos de los contaminantes en el medio ambiente

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Potenciometría


Introducción

La potenciometría es un método electroanalítico fundamental ampliamente utilizado en química analítica para la determinación de concentraciones de iones en una solución. El método se basa en la medición de la diferencia de potencial entre dos electrodos sin extraer ninguna corriente significativa. La potenciometría es valorada por su sensibilidad, simplicidad y aplicabilidad a una amplia gama de sistemas químicos.

Conceptos básicos

El principio básico de la potenciometría es la ecuación de Nernst, que relaciona la diferencia de potencial a través de los electrodos con la concentración de iones en solución. La forma general de la ecuación de Nernst es:

E = E 0 + (RT/nF) * ln([Ox]/[Red])

Donde:

  • E es el potencial del electrodo.
  • E0 es el potencial estándar del electrodo.
  • R es la constante universal de los gases (8.314 J/(mol K)).
  • T es la temperatura en Kelvin.
  • n es el número de moles de electrones transferidos en la semirreacción.
  • F es la constante de Faraday (96485 C/mol).
  • [Ox] y [Red] son las actividades de las especies oxidadas y reducidas, respectivamente.

Componentes clave de la potenciometría

Electrodo de referencia

El electrodo de referencia es importante en la potenciometría porque proporciona un potencial estable contra el cual se puede comparar el potencial del electrodo de medición. Algunos electrodos de referencia comunes son:

  • Electrodo de Plata/Cloruro de Plata ((text{Ag/AgCl}))
  • Electrodo de Calomel ((text{Hg/Hg}_2text{Cl}_2}))

Electrodo indicador o de trabajo

El electrodo indicador, también llamado electrodo de trabajo, es sensible a la actividad o concentración del analito en solución. Los tipos comunes son:

  • Electrodos metálicos como platino u oro para reacciones redox.
  • Electrodos selectivos de iones (p.ej., electrodos de vidrio para pH).

Comprensión de las celdas de electrodo en potenciometría

En la potenciometría, una celda electroquímica consta de dos semiceldas conectadas a un circuito de medición externo y una solución electrolítica. La diferencia de potencial entre los dos electrodos se establece debido a las especies iónicas en la solución. Un diagrama simplificado de celda puede representarse de la siguiente manera:

electrodo de referencia Electrodo Indicador Solución Electrolítica

Aplicaciones de la potenciometría

La potenciometría es útil en una variedad de campos. Algunas de las principales aplicaciones incluyen:

Mediciones de pH

Uno de los usos más comunes de la potenciometría con electrodo de vidrio es para la medición de pH. Se mide la diferencia de potencial y se correlaciona con la actividad (concentración) de los iones de hidrógeno. La relación para esto se expresa en la ecuación de Nernst:

E = E 0 - (RT/F) * ln([H + ])

Electrodo selectivo de iones (ISE)

ISE se puede utilizar para medir iones específicos en solución, como iones de sodio, potasio o flúor. Estos electrodos usan membranas que proporcionan selectividad a iones específicos.

Valoración

La potenciometría se utiliza a menudo en valoraciones (valoraciones potenciométricas), donde se mide el cambio de potencial en función del volumen de titulante. El punto final se puede determinar con precisión a partir del cambio de potencial.

Ventajas y desventajas

La potenciometría tiene muchos beneficios, entre ellos:

  • No destructivo: no consume el analizador para la medición.
  • Amplia gama de aplicaciones: desde mediciones simples de pH hasta análisis complejos de iones.
  • Alta sensibilidad: capaz de detectar bajas concentraciones de iones.
  • Equipamiento simple: Equipos relativamente simples y rentables.

Sin embargo, también tiene sus limitaciones:

  • Dependencia del buen funcionamiento del electrodo: La precisión depende del buen funcionamiento de los electrodos.
  • Requisitos de calibración: Se requiere calibración frecuente para garantizar la precisión.
  • Enfouling de electrodos: Puede verse afectado por el ensuciamiento, que afecta el rendimiento.

Principios y mecanismos

El principio principal involucra el establecimiento de un entorno químico conocido usando electrodos de referencia y de trabajo. El electrodo de referencia mantiene un potencial constante contra el cual el potencial cambiante del electrodo indicador refleja los cambios causados por el analito.

Medición de potencial

El potencial de celda medido es la diferencia entre los potenciales de los electrodos de referencia e indicador:

E celda = E indicador - E referencia

Consideraciones prácticas

Calibración

Calibrar un electrodo selectivo de iones (ISE) es importante para medir con precisión. Se utilizan soluciones estándar de concentraciones conocidas para crear una curva de calibración.

Mantenimiento

El mantenimiento regular de los electrodos, incluida su limpieza y almacenamiento adecuado, es esencial para prevenir errores de calibración y garantizar la precisión.

Estudio de caso: medición de pH en el laboratorio

Considere un caso donde el laboratorio necesita medir con precisión el pH de una solución. Usando un electrodo de vidrio, se puede utilizar la potenciometría para realizar esta tarea. Aquí hay un método paso a paso:

  1. Calibrar el medidor de pH con una solución tampón estándar.
  2. Sumergir el electrodo en la solución de prueba.
  3. Permitir que el medidor se estabilice y registrar el valor de potencial estático.
  4. Convertir este potencial a pH usando la curva de calibración establecida en el primer paso.

Direcciones futuras en la potenciometría

Los avances tecnológicos continúan mejorando las capacidades de la potenciometría. Las direcciones futuras pueden ser las siguientes:

  • Miniaturización: Creación de instrumentos potenciométricos compactos y portátiles para análisis in situ.
  • Integración con tecnologías digitales: Mejor procesamiento de datos e integración con software para análisis y almacenamiento.
  • Mejora de la selectividad: desarrollo de electrodos más selectivos para matrices complejas.

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