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• Luis Alejandro Perez Timana

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JUE- 8H - C UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA MEDICIONES POTENCIOMÉTRICAS DE PH Profesora: ANDREÍNA REYES Alumnos: 

Álvarez Lovera, Natalia Verónica

Código: 16100040



Asparrin Paredes, Alejandra Valkiria

Código: 18100025



Bedoya Benites, André Kiefer

Código: 18100026

Fecha de realización de la práctica: 06 de junio del 2019 Fecha de entrega de informe: 13 de junio del 2019 Lima – Perú 2019 – I

2

ÍNDICE

1.

RESUMEN..................................................................................................................................... 3

2.

PRINCIPIOS TEÓRICOS ........................................................................................................... 4 2.1

SOLUCIONES ELECTROLITICAS ................................................................................. 4

2.1.1

Electrolitos fuertes ........................................................................................................ 4

2.1.2

Electrolitos débiles ........................................................................................................ 4

2.2

EL PH..................................................................................................................................... 4

2.2.1

El pH-metro ................................................................................................................... 5

2.2.2

Solución amortiguadora o buffer................................................................................. 5

3.

DETALLES EXPERIMENTALES ............................................................................................. 6

4.

TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES .................................. 8 4.1.

Tabla N°1: Condiciones de laboratorio ............................................................................... 8

4.2.

Tablas de datos experimentales ........................................................................................... 8

4.3.

Tablas de datos teóricos........................................................................................................ 9

4.4.

Tablas de resultados ........................................................................................................... 10

CÁLCULOS ................................................................................................................................ 11

5.

5.1

Determinación de las concentraciones de las soluciones.................................................. 11

5.2

Determinación teórica del pH ............................................................................................ 13

5.3

Porcentaje de error del pH ................................................................................................. 16

6.

DISCUSIÓN DE RESULTADOS .............................................................................................. 18

7.

CONCLUSIONES....................................................................................................................... 19

8.

RECOMENDACIONES............................................................................................................. 20

9.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS ...................................................................................... 20

10.

APÉNDICE.............................................................................................................................. 21

10.1. CUESTIONARIO .................................................................................................................. 21

3

1. RESUMEN La práctica realizada tiene como objetivo realizar mediciones potenciométricas del pH de diferentes soluciones diluidas, a presión de 752 mmHg, temperatura de 19ºC y porcentaje de Humedad Relativa de 96%, como condiciones de laboratorio. Para ello, se valoraron las soluciones dadas, se calcularon sus concentraciones y se hallaron mediante cálculos los valores teóricos de pH de las soluciones valoradas; con la ecuación de Henderson-Hasselbalch, se hallaron los pH teóricos de las soluciones buffer. Con el uso del pH-metro se hallaron los valores de pH experimentales de las soluciones. Al comparar los valores teóricos y experimentales de pH, se hallaron los porcentajes de error: para el pH del HCl se obtuvo 23.37% de error por defecto; para el pH del NaOH se obtuvo 2.42% de error por exceso; para el pH del CH3COOH se obtuvo 6.9% de error por defecto; para el pH del NH4OH se obtuvo 1.04% de error por exceso, para el pH del buffer ácido se obtuvo 6.27% de error por defecto y finalmente, para el pH del buffer básico se obtuvo 3.07% de error por exceso. El instrumento utilizado resulta muy útil para determinar el pH experimental de las muestras. En la práctica se debe tener especial cuidado al medir los volúmenes gastados en las valoraciones de las soluciones pues errores en esto podrían influenciar notablemente en los resultados finales.

4

2. PRINCIPIOS TEÓRICOS 2.1 SOLUCIONES ELECTROLITICAS 2.1.1 Electrolitos fuertes “Un electrolito es fuerte cuando en solución se encuentra completamente disociado” (Monroy & Vargas, 2009). Son sustancias moleculares o iónicas que se caracterizan por ser buenos conductores eléctricos. Pueden ser: 

Sales: Son de naturaleza iónica.



Ácidos fuertes: Son compuestos covalentes, se analizan en medio acuoso, estos son HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3 , H2SO4, etc.



Bases fuertes: Son compuestos iónicos, se analizan en medio ácido, estos son, NaOH, KOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

2.1.2 Electrolitos débiles “Un electrolito es débil cuando sólo se disocian parcialmente” (Monroy & Vargas, 2009), estableciendo un estado de equilibrio químico llamado Equilibrio Iónico. Cada equilibrio posee constante de equilibrio iónico Ki mayor será el porcentaje de disociación del electrolito. 

Ácidos débiles: Son aquellos que alcanzan un estado de equilibrio caracterizado por la constante de acidez Ka, los ácidos débiles pueden ser monopróticos y polipróticos, estos pueden ser: CH3COOH, HCN, HClO, etc.



Bases débiles: Son aquellos que alcanzan el estado de equilibrio caracterizado por la constante de basicidad Kb, estos pueden ser: NH3, CH3NH2, etc.

2.2 EL PH El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión H+ (en mol/L):

pH= -log [H+]

A mayor concentración de iones H+, en una disolución ácida, el exponente negativo de la concentración será menor y el valor de pH será menor. Lo contrario sucede en una disolución básica, la concentración de iones H+ es menor, el exponente negativo de la concentración es mayor y el valor de pH es mayor (Monte, 2016).

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Con el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido de una disolución se puede obtener una escala del pOH, análoga a la del pH. Así, el pOH se define como: pOH = -log [OH-] Al considerar la constante del producto iónico del agua: [H+][OH-]= Kw = 10-14 Al tomar logaritmo negativo en ambos lados, se obtiene: pH + pOH = 14 Esta ecuación nos proporciona otra forma de expresar la relación entre la concentración de los iones H+ y la concentración de los iones OH- . 2.2.1 El pH-metro Para realizar las medidas potenciométricas es necesario el uso de un electrodo combinado el cual en contacto con la solución incógnita produce un potencial que está relacionado con el pH de esta por medio de la ecuación de Nerst: 𝐸 = 𝐸° −

𝑅𝑇 𝑅𝑇 𝐿𝑛𝑎𝐻 + = 𝐸 ° + 2.30 𝑃𝐻 𝑛𝐹 𝑛𝐹

Este electrodo normalmente está construido por elementos inertes de plata-cloruro, plata o mercurio y externamente de vidrio extremadamente sensible al pH. 2.2.2 Solución amortiguadora o buffer Es aquella solución que se opone a los cambios de pH, cuando se les adicionan ácidos o álcalis (hidróxidos) (Granados, 2014). Su acción se basa principalmente en la absorción de hidrogeniones (H+) o iones hidróxilo (OH-).

Para calcular el pH de una solución Buffer o amortiguadora se usa la ecuación de Henderson-Hasselbalch:  Buffer ácido: pH = p𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔 [

𝑠𝑎𝑙 ] á𝑐𝑖𝑑𝑜

 Buffer básico: pH = p𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔 [

𝑠𝑎𝑙 ] 𝑏𝑎𝑠𝑒

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3. DETALLES EXPERIMENTALES a) MATERIALES    

Medidor de pH con electrodos de combinación. 2 pipetas de 1 ml 1 pipeta de 10 ml 2 matraz Erlenmeyer de 250 mL

 

4 vasos de precipitado de 100 mL 2 vasos de precipitado de 250 mL



1 bureta

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b) REACTIVOS 

Ácido Acético QP.



Hidróxido de Sodio.



Ácido Clorhídrico QP.



Biftalato de Potasio



Hidróxido de Amonio QP.



Indicador rojo de metilo



Indicador fenolftaleína.



Soluciones amortiguadoras.

c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL MEDIDA DE PH DE LAS MUESTRAS 1. Se pesaron 0.4011 g de Biftalato de Potasio. 2. Se valoró la solución de NaOH con biftalato de potasio disuelto en agua y el indicador fenolftaleína. Se anotó el volumen gastado y se realizó el cálculo para obtener la normalidad corregida del NaOH. 3. Se valoró luego el CH3COOH y el HCl con NaOH, el primero con el indicador rojo de metilo y el segundo con fenolftaleína, se anotaron los volúmenes gastados y se halló la normalidad corregida de cada ácido. 4. Después se valoró el NH4OH con el HCl, con el indicador rojo de metilo, se anotó el volumen del HCl gastado y se halló la normalidad corregida del NH4OH. 5. Cada solución preparada se agregó a un vaso de precipitado y se midió su pH con el pH-metro. Se anotaron los pH observados. ESTANDARIZACIÓN DEL PH-METRO 1. Se estandarizó el pH-metro con las soluciones buffer brindadas de pH neutro, ácido y básico.

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4. TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES 4.1. Tabla N°1: Condiciones de laboratorio Presión atmosférica (mmHg)

752

Temperatura (°C)

19

Humedad relativa (%)

98

4.2.Tablas de datos experimentales Tabla N°2: Titulación de NaOH Masa del promedio de biftalato de potasio (g)

0.4011

Volumen promedio de NaOH (ml)

16.05

Tabla N°3: Titulación de CH3COOH Volumen promedio de CH3COOH (ml)

10

Volumen promedio de NaOH (ml)

8.95

Tabla N°4: Titulación de HCl Volumen promedio de NaOH (ml)

5

Volumen promedio de HCl (ml)

5.1

Tabla N°5: Titulación de NH4OH Volumen promedio de NH4OH (ml)

5

Volumen promedio de HCl (ml)

3.8

Tabla N°6: pH de las soluciones según el pH-metro pH del NaOH

13.396

pH del HCl

0.705

9

pH del CH3COOH

2.658

pH del NH4OH

11.216

pH del buffer ácido

4.443

pH del buffer básico

9.771

Tabla N°6: Soluciones buffer Buffer ácido (100 ml)

Buffer Básico (100 ml)

Volumen de

Masa de

Volumen de

Masa de

CH3COOH (ml)

CH3COOHNa (g)

NH4OH (ml)

NH4Cl (g)

0.57

0.8313

0.68

0.5403

4.3.Tablas de datos teóricos Tabla N°7: Datos teóricos para la determinación de las concentraciones Masa equivalente del biftalato de potasio (g/mol)

204.22

Masa equivalente del CH3COOH (g/mol)

60.0211

Masa molar del CH3COOH (g/mol)

60.0211

Masa equivalente del NH4OH (g/mol)

35,04

Masa molar del NH4OH (g/mol)

35,04

Tabla N°8: Datos teóricos para la determinación del pH Ka del CH3COOH

1.8 x 10-5

Densidad del CH3COOH (g/l)

1050

Masa molar del CH3COOHNa (g/mol)

83.0109

Kb del NH4OH

1.75 x 10-5

Densidad del NH4OH (g/l)

880

Masa molar del NH4Cl (g/mol)

53.4915

10

4.4.Tablas de resultados Tabla N°9: Concentraciones teóricas Concentración de NaOH corregida (N)

0.1224

Concentración de HCl corregida (N)

0.1200

Concentración de CH3COOH corregida (N)

0.1096

Concentración de NH4OH corregida (N)

0.0912

Tabla N°10: pH teórico pH del HCl

0.92

pH del NaOH

13.08

pH del CH3COOH

2.855

pH del NH4OH

11.1

pH del buffer ácido

4.74

pH del buffer básico

9.48

11

5. CÁLCULOS 5.1

Determinación de las concentraciones de las soluciones

A. Concentración de NaOH #𝐸𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠𝐵𝑖𝑓𝑡𝑎𝑙𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑡𝑎𝑠𝑖𝑜 = 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑚𝐵𝑖𝑓𝑡𝑎𝑙𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑡𝑎𝑠𝑖𝑜 = 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑚𝑒𝑞 𝐵𝑖𝑓𝑡𝑎𝑙𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑡𝑎𝑠𝑖𝑜 Reemplazando: 0.4011𝑔 = 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥 0.01605𝐿 204.22𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.1224 𝑁

B. Concentración de CH3COOH #𝐸𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑚𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 … (𝛼) 𝑚𝑒𝑞 𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻 3

En 10 ml de solución de CH3COOH: 𝑛𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝐶𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑚𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 ̅𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑥 0.01𝐿 𝑀 3

= 𝐶𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻

𝑚𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝐶𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑥 60.0211g. 𝑚𝑜𝑙 −1 𝑥 0.01𝐿 = 0.6 𝐶𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 (*) Como θ = 1, la molaridad del CH3COOH es igual a su normalidad

12

Reemplazando en 𝛼: 0.6 𝐶𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 = 0.1224 𝑁 𝑥 0.00895L 60.0211g. 𝑚𝑜𝑙 −1 𝐶𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 = 0.1096 𝑁

C. Concentración de HCl 𝐶𝐻𝐶𝑙 𝑥 𝑉𝐻𝐶𝑙 = 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 Reemplazando: 𝐶𝐻𝐶𝑙 𝑥 0.0051𝐿 = 0.1224 𝑁 𝑥 0.005𝐿 𝐶𝐻𝐶𝑙 = 0.12 𝑁

D. Concentración de NH4OH: #𝐸𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠𝑁𝐻4 𝑂𝐻 = 𝐶𝐻𝐶𝑙 𝑥 𝑉𝐻𝐶𝑙 𝑚𝑁𝐻4 𝑂𝐻 = 𝐶𝐻𝐶𝑙 𝑥 𝑉𝐻𝐶𝑙 … (𝛽) 𝑚𝑒𝑞 𝑁𝐻 𝑂𝐻 4

En 5 ml de solución de NH4OH: 𝑛𝑁𝐻4 𝑂𝐻 = 𝐶𝑁𝐻4 𝑂𝐻 𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑚𝑁𝐻4 𝑂𝐻 ̅𝑁𝐻 𝑂𝐻 𝑥 0.005𝐿 𝑀 4

= 𝐶𝑁𝐻4 𝑂𝐻

𝑚𝑁𝐻4 𝑂𝐻 = 𝐶𝑁𝐻4 𝑂𝐻 𝑥 35.04g. 𝑚𝑜𝑙 −1 𝑥 0.005𝐿 = 0.1752 𝐶𝑁𝐻4 𝑂𝐻 (*) Como θ = 1, la molaridad del NH4OH es igual a su normalidad

13

Reemplazando en 𝛽: 0.1752 𝐶𝑁𝐻4 𝑂𝐻 = 0.12 𝑁 𝑥 0.0038L 35.04g. 𝑚𝑜𝑙 −1 𝐶𝑁𝐻4 𝑂𝐻 = 0.0912 𝑁 5.2

Determinación teórica del pH A. pH del HCl (completa disociación) 𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝑁𝑎𝑂𝐻] 𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[0.12] 𝑝𝐻 = 0.92

B. pH del NaOH (completa disociación) 𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝑁𝑎𝑂𝐻] 𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[0.1224] 𝑝𝑂𝐻 = 0.9122

𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 13.08

C. pH del CH3COOH 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 ⇌ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂 − + 𝐻 + Inicio: 0.1096 Disociación: x Formación: --Equilibrio: 0.1096-x

𝐾𝑎 =

----x x

----x x

[𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂 − ][𝐻 + ] [𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻]

1.8 𝑥 10−5 =

(𝑥)(𝑥) 0.1096 − 𝑥

14

[𝐻 + ] = 1.396 𝑥 10−3 𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻 + ] = 2.855 D. pH del NH4OH 𝑁𝐻4 𝑂𝐻 ⇌ 𝑂𝐻 − + 𝑁𝐻4 + Inicio: 0.0912 Disociación: x Formación: --Equilibrio: 0.0912-x

𝐾𝑏 =

----x x

----x x

[𝑂𝐻 − ][𝑁𝐻4 + ] [𝑁𝐻4 𝑂𝐻]

1.75 𝑥 10−5 =

(𝑥)(𝑥) 0.0912 − 𝑥

[𝑂𝐻 − ] = 1.255 𝑥 10−3 𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻 − ] = 2.9 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 11.1 E. pH del buffer ácido Según la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔

[𝑠𝑎𝑙] [á𝑐𝑖𝑑𝑜]

Concentraciones de sal y ácido: 𝐶𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 =

𝐶𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻

𝑛𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑚𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝜌𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑥 𝑉𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 = = ̅ ̅𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑥 𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑀𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑥 𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑀 3

1050𝑔. 𝐿−1 𝑥 0.00057𝐿 = = 0.099 𝑀 = 𝟎. 𝟎𝟗𝟗 𝑵 60.0211g. 𝑚𝑜𝑙 −1 𝑥 0.1𝐿

𝐶𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 =

𝑛𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 𝑚𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 = ̅𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 𝑥 𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑀 3

15

𝐶𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 =

0.8313𝑔 = 0.1 𝑀 = 𝟎. 𝟏 𝑵 83.0109g. 𝑚𝑜𝑙 −1 𝑥 0.1𝐿

Reemplazando: 𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔(1.8 x 10−5 ) + 𝑙𝑜𝑔

0.099 𝑁 0.1 𝑁

𝑝𝐻 = 4.74 F. pH del buffer básico Según la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔

[𝑠𝑎𝑙] [𝑏𝑎𝑠𝑒]

Concentraciones de sal y base: 𝐶𝑁𝐻4 𝑂𝐻 =

𝑛𝑁𝐻4 𝑂𝐻 𝑚𝑁𝐻4 𝑂𝐻 𝜌𝑁𝐻4 𝑂𝐻 𝑥 𝑉𝑁𝐻4 𝑂𝐻 = = ̅𝑁𝐻 𝑂𝐻 𝑥 𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 ̅𝑁𝐻 𝑂𝐻 𝑥 𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑀 𝑀 4 4

𝐶𝑁𝐻4 𝑂𝐻 =

880. 𝐿−1 𝑥 0.00068𝐿 = 0.1707 𝑀 = 0.1707 𝑁 35.04g. 𝑚𝑜𝑙 −1 𝑥 0.1𝐿

𝐶𝑁𝐻4 𝐶𝑙 =

𝑛𝑁𝐻4 𝐶𝑙 𝑚𝑁𝐻4 𝐶𝑙 = ̅𝑁𝐻 𝐶𝑙 𝑥 𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑀 4

𝐶𝑁𝐻4 𝐶𝑙 =

0.5403𝑔 = 0.1 𝑀 = 0.1 𝑁 53.4915g. 𝑚𝑜𝑙 −1 𝑥 0.1𝐿

Reemplazando: 𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔(1.75 x 10−5 ) + 𝑙𝑜𝑔 𝑝𝑂𝐻 = 4.5247 𝑝𝐻 = 9.48

0.1 𝑁 0.1707 𝑁

16

5.3

Porcentaje de error del pH %𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =

|𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙| 𝑥 100% 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜

A. pH del HCl

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =

|0.92 − 0.705| 𝑥 100% 0.92

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = 23.37 % por defecto

A. pH del NaOH

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =

|13.08 − 13.396| 𝑥 100% 13.08

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = 2.42 % 𝑝𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑜

B. pH del CH3COOH

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =

|2.855 − 2.658| 𝑥 100% 2.855

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = 6.9 % por defecto

C. pH del NH4OH

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =

|11.1 − 11.216| 𝑥 100% 11.1

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = 1.04 % 𝑝𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑜

17

D. pH del buffer ácido

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =

|4.74 − 4.443| 𝑥 100% 4.74

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = 6.27 % por defecto

E. pH del buffer básico

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =

|9.48 − 9.771| 𝑥 100% 9.48

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = 3.07 % por exceso

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6. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

En la titulación de un ácido débil como el CH3COOH con una base fuerte como el NaOH. La solución de CH3COOH inicialmente se encuentra en una disociación reversible en CH3COO- y H+, a medida que se va agregando la base fuerte, esta en solución se comienza a disociar de manera irreversible, así se comienza a dar la formación de la forma conjugada del ácido (es decir la sal CH3COONa) y la formación de agua. En el punto de equivalencia la solución solo contiene CH3COONa. Después del punto de equivalencia, existe base en exceso. Caso contrario se dio en la titulación de una base débil como el NH4OH con un ácido fuerte como el HCl, a medida que se agrega el ácido este se disocia en iones cloro y en iones hidronios, el hidróxido de amonio se disocia en NH4 y en iones OH, ocurriendo esta disociación reversible, se va formando sal amoniacal (NH4Cl) y agua. En el punto de equivalencia de la titulación, la solución solo contiene la forma conjugada de la base débil (es decir la sal); después del punto de equivalencia existe un exceso de ácido (HCl). Al comparar los valores teóricos y experimentales obtenidos de pH, se hallaron los porcentajes de error: para el pH del HCl se obtuvo 23.37% de error por defecto; para el pH del NaOH se obtuvo 2.42% de error por exceso; para el pH del CH3COOH se obtuvo 6.9% de error por defecto; para el pH del NH4OH se obtuvo 1.04% de error por exceso, para el pH del buffer ácido se obtuvo 6.27% de error por defecto y finalmente, para el pH del buffer básico se obtuvo 3.07% de error por exceso. El alto porcentaje de error obtenido para el HCl se dio debido a que eran valores muy pequeños de pH obtenidos (0.92 teórico y 0.705 experimental), además el equipo encargado de realizar la titulación del HCl se pasó del punto de equivalencia, ocasionando que el valor teórico obtenido sea mayor al experimental obtenido con el pH-metro.

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La función de un buffer es amortiguar el pH de una solución. Esto se logra gracias a su composición, tomando como ejemplo a un buffer ácido que contiene CH3COOH (ácido débil) y CH3COONa (sal); al agregar una base por ejemplo el NaOH, en solución se dará las disociaciones de los iones; así mientras más NaOH se agregue, se formará más sal (CH3COONa) y agua, amortiguando la solución hasta su punto de saturación, luego de pasar este las concentraciones de base superarán a las concentraciones de ácido débil presentes en el buffer.

7. CONCLUSIONES

•

Los valores de pH miden el carácter ácido o básico de una solución, basándose en la concentración de los iones H+ o OH-. Esto se puede apreciar por indicadores o por algún instrumento de medición como el pH-metro

•

Los electrolitos débiles presentan constante de disociación, el cual es una constante de equilibrio para la disociación de estos mismos, esta determina que tanto se ha completado una reacción en ciertas condiciones.

•

La ecuación de Henderson-Hasselbalch es efectiva para calcular pH de soluciones buffers.

•

El Ph-metro es un instrumento muy sensible a los iones H+ presentes en una solución, esto hace que sea muy efectivo para la medición de Ph ya sean de ácidos y bases fuertes, como de ácidos y bases débiles, así mismo de buffers.

20

8. RECOMENDACIONES • Se recomienda tener especial cuidado al realizar las titulaciones, debido a que si se sobrepasa el punto de equivalencia los datos teóricos de las concentraciones y por consiguiente las mediciones de pH ya no serán confiables. • Tener cuidado al limpiar y secar el electrodo del pH-metro debido a que es muy sensible, dañarlo podría causar errores en nuestras mediciones experimentales. • Después de cada medición con el pH-metro se debe lavar con agua destilada el electrodo debido a que pueden quedar restos de la muestra anterior, y esto podría cambiar la concentración de la nueva muestra alterando la medición de pH. 9. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. Granados, J. (2014). Soluciones Buffer-Amortiguadoras. Colombia: UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA. Recuperado el 10 de junio de 2019, de https://repository.unad.edu.co/bitstream/10596/4810/1/334001%20Soluciones%20Buffer-Amortiguadoras.pdf 2. Monroy, M. V., & Vargas, M. O. (2009). Fundamemtos de química. Recuperado el 10 de junio de 2019, de http://www.bioquimica.dogsleep.net/Teoria/archivos/Unidad23.pdf 3. Monte, I. (2016). Agua, pH y equilibrio químico. Recuperado el 10 de junio de 2019, de http://www.sems.gob.mx/work/models/sems/Resource/12235/5/images/agua-phciencias.pdf

21

10. APÉNDICE 10.1. CUESTIONARIO 1.- Indique y detalle las aplicaciones posibles de las mediciones de pH. Aplicación de mediciones de pH en el ambiente El pH de la humedad del suelo afecta la disponibilidad de nutrientes para las plantas. Muchas plantas prefieren un suelo ligeramente ácido (pH entre 4.5 y 5.5), mientras que otras prefieren un suelo menos ácido (pH entre 6.5 y 7). Los suelos altamente ácidos (con un pH menor de 4.5) alcanzan niveles tóxicos para las plantas. El pH del agua afecta la vida terrestre y acuática. El agua de los lagos, lagunas y ríos sanos generalmente tiene un pH entre 6 y 8. La mayoría de los peces tolera el agua con pH entre 6 y 9.

Planta afectada por un suelo de pH

Peces muertos por la acidez del

no controlado.

agua.

Aplicación de mediciones de pH en alimentos Una de las aplicaciones del pH en alimentos es la de funcionar como conservador, es decir, cuando un alimento posee demasiado pH ácido, este se acidifica, la añadidura de ácido acético en forma de vinagre permite la conservación de alimentos; y la producción de ácidos en la fermentación natural permite alargar la vida de los alimentos. El control de nivel de pH en la producción de la cerveza es muy importante para poder evitar la activación de agentes

22

indeseados, pero sobre todo para obtener el sabor característico de cada cerveza, un valor de pH menor a 4.2 produce acidez y un valor a 4.5 provoca activación de microorganismos. Aplicación de mediciones de pH en la salud Después de un cepillado dental, el pH de la saliva en la boca debe encontrarse con un valor alrededor de 7. Es decir, un pH neutro, que no produce ningún daño a los dientes. Si el pH se encuentra debajo de 5.5, el esmalte comienza a perderse haciendo daño. Si se ingiere algún carbohidrato, como pan o algo que contenga azúcar, este tendrá las condiciones para hacer daño a los dientes. Cuando un pedazo pequeño de alimento se descompone en la boca, genera gérmenes que la hacen más ácida, deteriorándolo más. Para reducir los efectos dañinos a los dientes, las encías y mantener una boca sana; es muy importante el cepillado después de cada comida. 2.- ¿Qué función cumple una solución reguladora? Las soluciones reguladoras son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo determinado de pH. Una solución reguladora ácida se prepara a partir de mezclas de ácidos débiles y sus bases conjugadas y una solución reguladora básica se prepara a partir de mezclas de bases débiles y ácidos conjugados. 3.- ¿Qué clases de electrodos se utilizan? Explique. Para medir el pH se utilizan dos tipos de electrodos: 

El electrodo de vidrio, llamado electrodo indicador, tiene un bulbo muy selectivo y sensible a los iones de hidrógeno. Cuando este bulbo se sumerge en una solución, el voltaje generado en la superficie de los bulbos se relaciona con el pH de la solución.



El electrodo de referencia es insensible a la concentración de iones H+ y su función es cerrar el circuito en el sistema, proporcionando un voltaje estable y reproducible cuando se sumerge en una solución. Los más utilizados son el de calomel y el de plata-cloruro de plata. Cuando los dos electrodos están conectados con un medidor de pH, la diferencia de

voltaje se amplifica y se visualiza en un indicador analógico o digital. Un electrodo que combine el bulbo de cristal sensible al pH y una celda de la referencia en un cuerpo de electrodo se llama “electrodo de combinación”.