labo12

Universidad Nacional Mayor de San Marcos Laboratorio de Fisicoquímica II

FACULTAD DE QUÍMICA E ING. QUÍMICA

EAP. INGENIERÍA QUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II MEDIDAS DE PH Y TITULACIONES POTENCIOMÉTRICAS INTEGRANTES

:

GARCIA HANCCO, JUAN DIEGO RIOS GIL, DAVID ANDERSON

PROFESOR

:

FECHA DE LA PRÁCTICA FECHA DE ENTREGA

10070198 10070176

ANIBAL FIGUEROA T. :

15/ 05 / 12 :

22 / 05 / 12

TURNO

:

MARTES 12 – 15 HORAS

GRUPO

:

A - B

CIUDAD UNIVERSITARIA, MAYO DE 2012

1


ÍN D I C E

CARÁTU CAR ÁTULA LA ................. .................................. ................................. ................................. .................................. .................................. .......................... ......... 1 ÍNDICE........... ÍNDIC E........................... .................................. .................................. ................................. ................................. ................................. ........................ ....... 2 INTRODU INTR ODUCCIÓ CCIÓN N ............... ............................... ................................. .................................. ................................. ................................. ..................... .... 3 RESUMEN RESU MEN................ ................................. .................................. ................................. ................................. .................................. ............................. ............ 4 PRINCIPIOS TEÓRICOS .......................................................................................... 5 DETALLES EXPERIMENTALES ............................................................................. 8 TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS .......................................................... 9 CÁLCULO CÁL CULOS S ................. .................................. ................................. ................................. .................................. .................................. ........................ ....... 12 ANALISIS Y DISCUSION DE RESULTADOS ........................................................ 21 CONCLUS CON CLUSIONES IONES ................. ................................. ................................. ................................. ................................. ................................. ................ 22 RECOMENDACIONES ........................................................................................... 23 BIBLIOGR BIBL IOGRAFÍA AFÍA ................ ................................. .................................. .................................. ................................. ................................. ................... .. 24 APÉNDIC APÉ NDICE E ................. .................................. ................................. ................................. .................................. .................................. ........................ ....... 25

2


INTR OD UC CIÓN En el presente trabajo se determinará el pH haciendo cálculos y también usando el método potenciométrico, el cuál es uno de los métodos más exactos para medir el pH de alguna solución. El método estudiado determina el pH, midiendo el potencial generado por un electrodo de vidrio que es sensible a la actividad del ión H+, este potencial es comparado contra un electrodo de referencia, que genera un potencial constante e independiente del pH. La determinación del pH, es de suma importancia en muchos aspectos químicos e industriales, por lo que su determinación o propiamente dicho, medición, es fundamental ya que marca o señala la tendencia de una sustancia hacia la acidez o hacia la alcalinidad. Un pH menor de 7.0 indica una tendencia hacia la acidez, mientras que un valor mayor de 7.0 muestra una tendencia hacia lo alcalino. La mayoría de las aguas naturales tienen un pH entre 4 y 9, aunque muchas de ellas tienen un pH ligeramente básico debido a la presencia de carbonatos y bicarbonatos. Un pH muy ácido o muy alcalino, puede ser indicio de una contaminación industrial. El valor del pH en el agua, es utilizado también cuando nos interesa conocer su tendencia corrosiva o incrustante, y en las plantas de tratamiento de agua.

3


RESUMEN El objetivo de esta experiencia es realizar mediciones de pH y titular potenciométricamente soluciones diluidas de diferentes tipos de ácidos y bases. Las condiciones de laboratorio en las que se trabajó fueron: presión ambiental: 756 mmHg, temperatura ambiente: 22° C y humedad relativa: 94%. En esta experiencia, primero se halló las normalidades corregidas de varias soluciones (NH4OH, NaOH, HCl y CH3COOH), y luego se preparó 2 soluciones buffer, una básica (NH OH 0.1 N y NH Cl 0.1 N) y otra ácida (CH COOH 0.1 N 4

4

3

y CH COONa 0.1 N). A cada solución se midió su potencial de hidrógeno 3

usando el pH-metro, y luego se determinó el potencial teórico de estos, para luego compararlos y hallar sus porcentajes de error. Los errores fueron; para el buffer básico 1.62°%, para el NH 4OH 6.75%, para el NaOH 3.55%, para el buffer ácido 1.89%, para el HCl 28.86% y para el CH3COOH 13.19%. Como conclusión, se puede notar que el pH-metro nos da valores de pH con mayor exactitud. Y como recomendación, se debe tener mucho cuidado al momento de las titulaciones, ya se debe prestar atención al momento de hallar el punto final y en la medición de los volúmenes, para determinar la normalidad corregida con mayor exactitud.

4


PRINCIPIOS TEÓRICOS

Potencial de hidrógeno ( pH )

El pH (potencial de hidrógeno) es una medida de la acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de

hidrógeno“. Este término fue acuñado por el químico danés Sorensen, quien lo definió como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hi drógeno. Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10 –7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10 –7] = 7 La escala de pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la

concentración es mayor, porque hay más iones en la disolución), y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (cuando el disolvente es agua).

5


Medida del pH

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de

plata /cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ion de hidrógeno.

También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores cualitativos para la determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.



A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH también pueden ser aún menores que 1 o aún mayores que 14. Por ejemplo el ácido de batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que uno, mientras que el hidróxido de sodio 1 M varía de 13,5 a 14.

6




Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 °C. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw).

La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.

Soluciones

“Buffer”

Diversas reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. Las soluciones reguladoras o "buffer" son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH. Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par ácido/base conjugado en concentraciones apreciables. La reacción de neutralización: Es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal. El organismo posee tres mecanismos para mantener el pH en valores compatibles con la vida: 

Los Amortiguadores.



La regulación pulmonar de la pCO2.



La resorción y eliminación renal de bicarbonato y la excreción de ácidos.

7


DETAL LES EXPERIMENTAL ES

A) MATERIALES Y REACTIVOS:

1. Materiales: Medidor de pH con electrodo de combinación, fiolas, buretas, vasos, erlenmeyers. 2. Reactivos: Soluciones reguladoras, ácido acético, hidróxido de amonio, cloruro de amonio, acetato de sodio, fenolftaleína, rojo de metilo, ácido clorhídrico, biftalato de potasio. B) PROCEDIMIENTO:

1. Estandarización del pH-metro Para realizar las medidas de pH de las soluciones, estandarizamos primero el instrumento, procedimiento que realizamos con soluciones reguladoras ó buffer estándar de pH neutro, ácido y básico.

2. Medida de pH de muestras a) Se preparó 100 mL de cada una de las siguientes soluciones buffer: -

Ácida: 0.1 N en CH3COOH y 0.1 N en CH 3COONa.

-

Básica: 0.1 N en NH4OH y 0.1 N en NH 4Cl.

b) Se valoró las soluciones



0.1 N de NaOH, HCl, HAc usando

fenolftaleína como indicador. Para valorar la soda, se usó biftalato de ácido de potasio como patrón primario. Así mismo, se valoró la solución de NH4OH con la solución de HCl, usando rojo de metilo como indicador, hasta cambio de color. c) Se midió el pH de cada una de las soluciones preparadas en a), y de las soluciones de HAc, NH 4OH, NaOH y HCl.

8


TA B UL A CIÓN DE DATOS Y RESULTA DOS

Tabla N°1: Condiciones de Laboratorio

Presión (mmHg) Temperatura (°C) Humedad Relativa (%)

756 22 94

Tabla N°2: Pesos Moleculares y Normalidades Teóricas de los compuestos utilizados

PM del Biftalato de Potasio(BHK) PM del Cloruro de Amonio(NH4Cl) PM del Acetato de sodio (CH3COONa) Normalidad del NH4OH (cc) Normalidad del CH3COOH (cc)

204.22 g/mol 53.5 g/mol 82.0 g/mol 14.7 N 17.4 N

Tabla N° 3: Valoración del NaOH

W Biftalato de potasio Volumen gastado de NaOH Normalidad corregida de NaOH

0.1970 g. 10.5 mL 0.09187 N

Tabla N° 4: Valoración de los Ácidos y Bases

Compuesto HCl CH3COOH NH4OH

Volumen Usado 3 mL 5 mL 3 mL

Sol. Usada para valorar NaOH NaOH HCl

Volumen Gastado 3.2 mL 5.5 mL 2.8 mL

Normalidad Corregida 0.09799 N 0.1011 N 0.09146 N

9


Tabla N° 5: Preparación del Buffer Acido (CH3COOH + CH3COONa) 0.1 N

CH3COOH Normalidad deseada Normalidad concentrada Volumen concentrado

CH3COONa 0.1 N Normalidad deseada 17.4 N Peso Molecular 0.575 mL Peso Usado

Volumen Total utilizado

:

0.1 N 82.0 g/mol 0.1722 g.

100 mL

Tabla N°6: Preparación del Buffer alcalino (NH4OH + NH4Cl) 0.1 N

NH4OH Normalidad deseada Normalidad concentrada Volumen concentrado

0.1 N 14.7 N 0.68 mL

Volumen Total utilizado

NH4Cl Normalidad deseada Peso Molecular Peso Usado

:

0.1 N 53.5 g/mol 0.5043 g.

100 mL

Tabla N° 7: Constantes de Ionización (*)

Ka (CH3COOH) Kb (NH4OH)

1.75 X 10-5 1.75 X 10-

Tabla N° 8: PH teóricos

Muestra Buffer alcalino NH4OH NaOH Buffer ácido HCl CH3COOH

pH teóricos 9.24 11.099 12.96 4.76 1.008 2.88

(*) John Perry, “Manual del Ingeniero Químico”, 3 ra Edición. 10


Tabla Nº 9: PH experimentales

Muestra Buffer alcalino NH4OH NaOH Buffer ácido HCl CH3COOH

pH experimentales 9.39 10.35 12.50 4.85 1.3 2.5

Tabla Nº 10: Errores Porcentuales de los PH de las sustancias

Muestra Buffer básico NH4OH NaOH Buffer ácido HCl CH3COOH

pH teórico 9.24 11.099 12.96 4.76 1.0088 2.88

pH experimental 9.39 10.35 12.50 4.85 1.3 2.5

Error Porcentual (%) 1.62 6.75 3.55 1.89 28.86 13.19

11


CÁLCULOS

1. Determinación de las Concentraciones de cada una de las soluciones valoradas a) Valoración de la solución de NaOH ≈ 0.1 N a partir de BHK Se cumple que:

          ⁄       Con los datos mostrados de la Tabla Nº 3

    ⁄         ⁄     N NaOH = 0.09187 N

b) Valoración de la solución HCl ≈ 0.1 N a partir de NaOH corregido En la neutralización se cumple:

                      

    

12


c) Valoración de la solución de CH 3COOH ≈ 0.1 N a partir de NaOH corregido

     ⁄      ⁄       d) Valoración de la solución de NH4OH ≈ 0.1 N a partir de HCl corregido

                             2. Preparación de las Soluciones Buffer: 2.1.- Buffer ácido Se preparó una solución de 100 mL 0.1 N de CH 3COOH Y CH3COONa 

Cálculo del volumen del ácido acético( 17.4 N)

 ()   () () ()  () ()      ()     13


-

Para hallar el Peso del acetato de sodio teórico: W CH3COONa = Nsol x Vsol x P.E CH 3COONa W CH3COONa = (0.1 N) (0.1 L) (82g/eq-g) W CH3COONa teórico = 0.82 g W CH3COONa exp. = 0.7122 g

2.2. - Buffer Básico Se preparó una solución de 100 mL 0.1 N de NH 4OH y NH4Cl El volumen y el peso teórico se calcularon como en el caso anterior obteniéndose los siguientes valores (ver Tabla Nº 6): V NH4OH = 0.68 mL W NH4Cl teórico = 0.535 g W NH4Cl exp. = 0.5043 g

3. Cálculo de pH Teórico de las soluciones usando las concentraciones exactas y % de Error Se halló el pH teórico usando las constantes de ionización de la Tabla Nº 7 A) Cálculo de pH teórico: 1. PH de la base fuerte NaOH (0.09187 N)

      Moles iniciales

0.09187

--

--

Moles que reaccionan

0.09187

--

--

Moles que se forman

--

0.09187

0.09187

Moles finales

--

0.09187

0.09187

14


[] () pOH = 1.04

Como sabemos:

pH + POH = 14

pH = 14 – 1.04 pH = 12.96

|  |      2. PH del ácido fuerte HCl (0.09799 N)

     Moles iniciales

0.09799

--

--


0.09799

--

--

Moles que se forman

--

0.09799

0.09799

Moles finales

--

0.09799

0.09799

[] () pH = 1.0088

|  |      15


3. PH del ácido débil CH3COOH (0.1011 N)

     Moles iniciales

0.1011

--

--


X

--

--

Moles que se forman

--

X

X

X

X

Moles finales

0.1011-X

Usando los datos de la Tabla Nº 7

 ][ ] [      [ ] ()()    Desarrollando la ecuación cuadrática obtenemos el valor de X:

     ()  |  |

16


4. PH de la base débil NH4OH (0.09146 N)

     Moles iniciales

0.09146

--

--


X

--

--

Moles que se forman

--

X

X

X

X

Moles finales

0.09146-X

Usando los datos de la Tabla Nº 7

][ ] [     [ ] ()()    Desarrollando la ecuación cuadrática obtenemos el valor de X:

     ( )  PH = 11.0991

|  |

17


5. PH del Buffer Ácido ( CH3COOH (0.1N) - CH3COONa (0.1N) )

     Moles iniciales

0.1

--

--


0.1

--

--

Moles que se forman

--

0.1

0.1

Moles finales

0

0.1

0.1

- El Na+ no reacciona por lo tanto no afecta al equilibrio - Los iones CH3COO- están presentes tanto en CH 3COONa como en el CH3COOH por lo tanto es un ion común que afecta al equilibrio.

     Moles iniciales

0.1

0.1

--

Moles que reaccionan:

X

--

--

Moles que se forman

--

X

X

Moles finales

0.1-X

0.1+ X

X

18


 ][ ] [      [ ]   ( )() () Aproximando:

 y ; ya que son valores muy pequeños  ()     |  |

6. PH del Buffer Básico ( NH4Cl (0.1N) - NH4OH (0.1N) )

     Moles iniciales

0.1

--

--


0.1

--

--

Moles que se forman

--

0.1

0.1

Moles finales

0

0.1

0.1

-El Cl- no reacciona por lo tanto no afecta al equilibrio -Los iones NH4+ están presentes tanto en NH 4Cl como en el NH 4OH por lo tanto es un ion común que afecta al equilibrio.

19


     Moles iniciales

0.1

0.1

--

Moles que reaccionan:

X

--

--

Moles que se forman

--

X

X

0.1-X

0.1+ X

X

Moles finales

] [ ][     [ ] )()   ( () Aproximando:

 y ; ya que son valores muy pequeños  ()  pH = 9.24

   |  |

20


A NÁLISIS Y DISCUCIÓN DE RESU L TA DOS

Después de haber hallado los pH teóricos de las soluciones (NaOH, HCl,

CH COOH, NH OH), y de las soluciones buffer también, se comparó con los 3

4

pH hallados usando el pH-metro, y se vio que estos no variaban mucho, solo en décimas después de sus comas decimales. Pero al hallar los porcentajes de errores, se vio que algunos eran demasiados grandes, como era el caso de las soluciones, porque de las soluciones buffer eran de apenas 1%. De las bases, sus errores no llegan hasta un 10%, pero para los ácidos sobrepasaba, ya que como tenían un pH muy pequeño, entre 1 y 3, y como los valores teóricos y experimentales se diferenciaban en décimas después de la coma decimal, se notaban que sus errores si resultaban ser grandes. Con esto se puede ver, que se hizo una buena preparación de las soluciones buffer, pero para el caso de las demás soluciones, tal vez haya habido errores en el momento de su titulación, al hallar sus normalidades corregidas.

21


CONCLUSIONES

1) El pH-metro nos da valores de potencial de hidrógeno (pH) para diferentes soluciones con mayor exactitud.

2) Los ácidos y las soluciones buffer ácidas dan un pH menor que 7, y las bases y las soluciones básicas dan un pH mayor que 7.

3) Una buena observación y procedimiento durante la titulación, al hallar las normalidades corregidas de la soluciones a analizar, es importante para la obtención de un correcto pH teórico.

4) Hay distintos de indicadores (como la fenolftaleína o el rojo de metilo), y su uso depende de las sustancias o soluciones que se van a analizar y de sus puntos de valoración.

22


RECOMENDACIONES

1) Antes de utilizar el medidor de PH hacer la calibración correspondiente, enjuagando el electrodo con el buffer respectivo, sea básico, acido o neutro, luego limpiarlo y para después recién usarlo con la respectiva solución o buffer a analizar, para tener mejores resultados y evitar la contaminación de estos.

2) Antes de usar la balanza electrónica, su platillo debe estar limpio de cualquier partícula o impureza, porque al ser la balanza muy sensible, esto generaría errores en la pesada de otras sustancias como las sales que vamos a usar, que serían muy notorios sobre todo si las impurezas son diferentes a las sales.

3) Al momento de extraer los volúmenes necesarios de las soluciones concentradas de NH 4OH y CH3COOH para preparar las soluciones buffer, esto se debe realizar en la campana, ya que generan vapores que son dañinos para nuestras vías respiratorias.

4) Se debe tener cuidado al momento de titular, no solo al hallar el punto fianl o durante la medición de volúmenes, sino también en el orden, sabiendo que sustancia se va a titular, y que sustancia se es el titulante, y en el uso correcto y respectivo del indicador.

23


B IB L IOG RA FÍA

Libros: 

Pons Muzzo, Fisicoquímica, Segunda Edición



John Perry, “Manual del Ingeniero Químico”, Tercera Edición

Páginas Web: 





http://es.wikipedia.org/wiki/PH http://www.monografias.com/trabajos73/metodospotenciometricos/metod os-potenciometricos.shtml http://www.quiminet.com/articulos/que-son-los-electrodos-para-medir-ph23713.htm

24


A PÉND ICE

Cuestionario 1. Explique el fundamento potenciométricas

y

aplicación

de

las

titulaciones

Los métodos potenciométricos se basan en la medición del potencial en una celda electroquímica sin paso de corriente apreciable. En base a ello, se puede utilizar la potenciometría para determinar puntos finales de valoraciones. Más recientemente, las concentraciones iónicas selectivas se miden a través del uso de electrodos de membrana diseñados específicamente. Está técnica es usada ampliamente. Ofrece varias ventajas por encima del resto de los métodos analíticos. Los electrodos estás considerablemente libre de interferencias, es más económico rápido y seguro. Por ello, en los últimos tiempos estos métodos han prácticamente desplazado a los demás en muchos tipos de estudios. También resultan muy útiles en la determinación de las constantes fundamentales de reacciones químicas, como las constantes de equilibrio. Fundamentalmente, el método se basa en La disposición de dos electrodos, uno de referencia y uno indicador, y un dispositivo de medida de potencial. Estos al trabajar en conjunto pueden realizar una medida ajustada del potencial de una celda con respecto a un valor de referencia. Esta información está íntimamente ligada a la concentración de las especies iónicas en la solución por medio de la ecuación de Nernst.

25


Entre las aplicaciones más comunes de la potenciometría están los estudios de contaminantes en las aguas urbanas, la caracterización físico química de productos de consumo humano, titulaciones potenciométricas, etc.

2. Indique las características resaltantes de los electrodos de vidrio y de combinación. Para medir el pH se utilizan dos tipos de electrodos y cada uno de ellos tiene un propósito específico. El

“electrodo

de vidrio” tiene un bulbo

hecho de composición de cristal especial que es muy selectivo y sensible a los iones de hidrógeno. Cuando este bulbo de cristal se sumerge en una solución, el voltaje generado en la superficie de los bulbos se relaciona con el pH de la solución. El otro electrodo se llama “electrodo de referencia” y proporciona un voltaje

estable y reproducible cuando se sumerge en una solución. 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”

y se

utiliza de la misma manera que un par de electrodos.

3. Explique las ecuaciones para calcular el pH de soluciones buffer, indicando las limitaciones para su uso. Consideremos el pH de una solución de un ácido débil. HA y una sal soluble del ácido, por ejemplo NaA. Se comienza por escribir: HA(ac) + H2O

H3O

+

+

A-(ac)

26


O simplemente:

HA(ac)

H+ +

A-(ac)

La constante de ionización esta dada por: Ka = [H+] [A-] / [HA]

Reordenando: [H+] = ka [HA] / [A-]

Al tomar el log negativo a ambos miembros se obtiene: - log[H+] = - logKa - log[HA] /[ A-]

ó

- log[H+] = - logKa + log[A-] / [HA]

De manera que: pH = pKa + log [A-] / [HA]

La ecuación anterior se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbalch. La forma mas general de esta ecuación es: pH = pKa + log ( [base conjugada] / [ácido] )

Es importante recordar que la ecuación de

Henderson-Hasselbalch

proviene directamente de la expresión de la constante de equilibrio, y es válida sin que importe el origen de la base conjugada (es decir, pueda

provenir solo del ácido o del ácido y de su sal). Por medio de similares razonamientos se puede deducir la ecuación de Henderson-Hasselbalch para una disolución de una base débil con su sal: pH

=

pKa + log ( [base] / [ácido conjugado] )

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labo12

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