I. RESUMEN
El objetivo objetivo de la practica fue el de realizar las mediciones mediciones potencio potenciometri metricas cas del PH, de diferentes tipos de soluciones diluidas. El laboratorio se encontró a las siguientes siguientes condiciones, condiciones, a una temperatura temperatura de 23ºC, un porcentaje de umedad de !3" # una presión atmosf$rica de %&' mmHg. Para Para empeza empezarr se valor valoroo la soluc solución ión de de (a)H (a)H con bift biftala alato to de pota potasio sio encontrando su normalidad corregida la cual no variaba demasiado de la teórica. Esto fue gran importancia #a *ue con la soda se valoro todos los +cidos cu#o pH fue medido # se valoro con HCl a la nica solución b+sica. -as soluciones cu#o pH fue medido fueron H 2/)0, CH3C))H, (H 0)H # las soluciones buffer +cido # b+sico. -as normalidades alladas tienen un valor mu# cercano con respecto a su valo va lorr teór teóric ico, o, lo cu cual al no suce sucedi dióó pa para ra algu alguno noss de los los va valo lore ress de pH encontrados. Estos errores son atribuidos a la abilidad del operador al momento de valorar, pero principalmente es a la mala calibración del potenciometro para las soluciones b+sicas #a *ue la solución buffer para calibrar el aparato estaba mal preparada o contaminada, por lo *ue el ajuste de pH *ue se debió realizar a 1.1 se realizo a !.2 por por esta razón es el porcentaje porcentaje de error cometido cometido en la medida de pH de las soluciones b+sicas. Pero a pesar de esto los errores se encuentran en un un margen aceptable a ecepción ecepción del +cido sulfrico *ue *ue tiene le porcentaje de error mas alto registrado. Estos errores para los +cidos inclu#endo el buffer +cido se encuentran en un rango de 0 a % " a ecepción del +cido sulfrico *ue tiene '3" de error # para las base inclu#endo tambi$n el buffer va desde & a 4 ". Como una conclusión importante podemos decir *ue el pH depende de la concentración de iones H 5, observ+ndose *ue el pH aumenta a medida *ue H 5 disminu#e. 6na recomendación antes de efectuar alguna medición con el potenciómetro, asegurarse *ue el electrodo de vidrio se encuentre bien enjuagado con agua destilada, para evitar una mala lectura. II. INTRODUCCION
7lgu 7lguno noss de los los proc proces esos os mas impo import rtan ante tess de los los sist sistem emas as *u *u8m 8mic icos os # biológicos son reacciones reacciones +cido9base en disolución disolución acuosa. En este, informe se estudia las mediciones de pH de un disolución por m$todos potenciometricos.
1
:ado *ue las concentraciones de los iones H 5 # )H ; con frecuencia son nmeros mu# pe*ue
-?. En el laboratorio, el pH de una disolución se mide con el potenciometro para esto es necesario el uso de electrodos. El potencial relativo de un electrodo viene determinado por la concentración =o estrictamente la actividad? de una o mas especies *u8micas presentes en la solución *ue esta sumergido. /e usa dos electrodos, uno indicador # otro de referencia, debido a *ue no es posible determinar el potencial absoluto con uno solo. Puede usarse como electrodo indicador, el electrodo de vidrio, *ue tiene un etremo sensible al pH, el cual al contacto con la solución incógnita produce un potencial *ue esta en relación con el pH de la misma por medio de la ecuación de (erst. Este electrodo normalmente esta construido con elementos internos de plata9 cloruro de plata o de mercurio # eternamente de vidrio sensible al pH, # esta eco para un rango determinado de pH # temperaturas. El electrodo de referencia es insensible al pH, sirve para completar el circuito, los a# de diferentes tipos de elementos internos, como por ejemplo el de calomel *ue es el cloruro mercurioso o de plata9cloruro de plata # rodeados de una solución de un electrolito *ue generalmente es cloruro de potasio.
III.
TABULACION DE DATOS Y RESULTADOS
CONDICIONES DE LABORATORIO P@E/A)( BEPE@7B6@7 H6E:7: "
%&' mmHg 23ºC !3 "
Tabla 1: Pesos Moleculares y Normalidades Teóricas de los Comues!os "!ili#ados$ P del Diftalato de Potasio DH P del Cloruro de 7monio (H 0Cl
20.22 g>mol &3.& g>mol 2
P del 7cetato de /odio CH 3C)) (ormalidad Beo. del (a)H (ormalidad Beo. del HCl (ormalidad Beo. del (H0)H (ormalidad Beo. del H2/)0 (ormalidad Beo. del CH 3C))H (ormalidad del (H0)H CC. (ormalidad del CH3C))H CC.
42. g>mol .1 ( .1 ( .1 ( .1 ( .1 ( 10.3 ( 1%.0 (
Tabla %: Calculo de la Normalidad del NaO& 'alorado co( el Bi)!ala!o de Po!asio$ F Diftalato de Potasio Golumen del Diftalato Golumen astado de (a)H (ormalidad corregida de (a)H
.3 g .1 .1'4 .! (
Tabla *: +aloració( de los ,cidos y Bases$ Compuesto
7l8cuota
HCl H2/)0 CH3C))H (H0)H
1 ml 1 ml 1 ml 1 ml
Galorado con Gol. astado (a)H (a)H (a)H HCl
1.3 ml 11. ml !.% ml 12.2 ml
(ormalidad Corregida .!3 ( .!! ( .4% ( .113& (
Tabla -: Calculo ara la Prearació( del Bu))er Acido .C& *COO& y C&*COONa /$1N0$ CH3C))H
CH3C))(a 3
(ormalidad .1 ( (ormalidad .1 ( Pedido Pedido Golumen Pedido 1 ml Golumen Pedido 1 ml (ormalidad 1%.0 ( P 42. g>mol Concentrada Golumen .&% ml Peso =F? .42 g Concentrado /e preparo 1ml de una solución .1 ( con .&% ml de CH 3C))H # .42 g de CH3C))(a.
Tabla : Calculo ara la Prearació( del Bu))er B2sico .N& -O& y N&-Cl /$1N0$ (H0)H (H0Cl (ormalidad .1 ( (ormalidad .1 ( Pedido Pedido Golumen Pedido 1 ml Golumen Pedido .1 (ormalidad 10.3 ( P &3.& g>mol Concentrada Golumen .% ml Peso =F? .&3&0 g Concentrado /e preparo 1ml de una solucion .1 ( con .% ml de (H 0)H # .&3&0 g de (H0C-. Tabla 3: Co(s!a(!es de Io(i#acio( Emleados ara el Calculo de & 1.%&1 9& 1.2'192 1.%&19&
CH3C))H H2/)0 (H0)H
Tabla 4: Co(ce(!racio(es Teóricas E5ac!as de las Solucio(es +aloradas Compuesto HCl H2/)0 CH3C))H (a)H (H0)H
Concentración .!3 mol>l .0!& mol>l .4% mol>l .! mol>l .113& mol>l
0
Tabla 6: Calculo del P7 Teórico "sa(do las co(ce(!racio(es E5ac!as8 P7 E5erime(!ales y 9 de Error$ Compuesto H2/)0 CH3C))H (H0)H Duffer Icido Duffer D+sico
IV.
10
pH Beorico 1.23 3. 11.1& 0.42 !.3
pH Eperimental 2. 3.2 1.' 0.0& 4.!
" de Error '3. '.% &. %.'4 0.3
EJEMPLO DE CALCULOS.
De!ermi(ació( de las Co(ce(!racio(es E5ac!as de Cada u(a de las Solucio(es +aloradas$ Galoración de la /olución de (a)H ≈ .1 ( a Partir del Patrón de DH =indicador fenolftaleina?. /e cumple *ue # E*. J DH K # E*. 9 (a)H F bift>P.E. DH. K (corre (a)H G (a)H Con los datos mostrados en la tabla 2 # despejando le ecuación para la normalidad corregida de la soda (corre (a)H K
F bift > P.E. bift G. (a)H
@eemplazando datos (corre (a)H K .3 g. > =20.22 e*9g. 1'.4 1 93 ? (corre (a)H K .! ( &
Galoración de las /oluciones Icidas =CH 3C))H, H2/)0, HCl? ≈ .1 ( a Partir de la ( corre (a)H =indicador fenolftaleina?. En la neutralización se cumple K # E*. 9 7cido # E*. J (a)H (corre (a)H G (a)H K ( corre HCl G Icido (corre HCl K (corre (a)H G (a)H > G. (a)H Con los datos mostrados en la tabla 3 # con la normalidad corregida de la soda se calculara la normalidad de los +cidos =datos obtenidos para el HCl? (corre HCl K .! ( 1.3 ml> 1 ml (corre HCl K .!3 ( :e la misma manera se procede para los dem+s soluciones, obteniendo las siguientes normalidades (corre de H2/)0 (corre de CH 3C))H
K .!! ( K .4% (
+aloració( de la solució( de N&-O& /$1 N a ar!ir de &Cl .i(dicador roo de me!ilo0$ # E*.
9 (H0)H (corre (H0)H G (H0)H
K K
# E*.
9 HCl ( corre HCl G HCl
Con los datos mostrados en la tabla 3 # con la normalidad corregida del HCl se calcula la normalidad corregida del (H 0)H (corre (H0)H (corre (H0)H
K K
.!3 ( 12.2 ml >1 ml .113& (
Prearació( de Solucio(es Bu))er /e pide preparar 1 ml de /olución *ue sea .1 ( en CH 3C))H # .1 ( de CH3C))(a. /olución *ue sea .1 ( en (H 0)H # .1 ( en (H 0Cl. Para lograr esto es necesario calcular el volumen de +cido base # el peso de su respectiva sal, se muestra como se calcularon estos valores para la solución +cida.
'
Calculo del Golumen del 7cido 7c$tico Concentrado K # E*. 9 H7c. # E*. J solución ( H7c G H7c K ( sol. G sol. G H7c K ( sol. G /ol. > ( H7c G H7c K .1 ( 1 ml. > 1%.0 G H7c K .&% ml Para Hallar el Peso del 7cetato de sodio K # E*. 97cetato # E*. 9 solución F acetato K ( sol G /ol. P.E. acetato F acetato K .1 ( .1 - 42 F acetato K .42 g :e la misma manera se realizo para la solución buffer b+sica obteniendo los siguientes valores =ver tabla &? G (H0 )H K .% ml F (H0Cl K .&3&0 g Calculo de las Co(ce(!racio(es Molares E5ac!as de las Solucio(es +aloradas$ Como tenemos las normalidades corregidas de las soluciones valoradas # deseamos encontrar las concentraciones. Para esto usamos la formula N
Mxθ
=
:onde (K (ormalidad K olaridad LK nmeros de electrones # protones transferidos en la solución acuosa. :e esta manera con las normalidades corregidas de las soluciones valoradas obtendremos las molaridades de dicas soluciones.
Calculo de la molaridad de &Cl$ Ejemplo -a ecuación *ue representa la reacción de este +cido con el (a)H es HCl 5(a)H ⇔ (aCl 5 H2)
%
En la ecuación se observa *ue el HCl pierde un e de H 51 por lo tanto el valor de θ para esta reacción es K 1 ( K θ K .!3 1 K .!3 molar :e la misma manera se efectuaron los c+lculos para los dem+s soluciones valoradas arrojando los datos *ue est+n en la tabla %
%0
Calculo del & Teórico de cada u(a de las Solucio(es cuyo & se Midió "sa(do las Co(ce(!racio(es Molares E5ac!as8 & E5erime(!ales Medidos co( el Po!e(ciome!ro y calculo del 9 de Error$ -as soluciones *ue se midieron fueron H2/)0, CH3C))H, la solución buffer +cida =CH 3C))H # CH 3C))(a?, (H0)H # la solución buffer b+sica =(H 0)H # (H 0Cl?. /e midió el pH teórico usando las constantes de ionizacion de la tabla ' Calculo del & Teórico: 1?.9 pH del H2/)0 Anicio
H/)09
H5
=.0!&?
=.0!&?
/)0K
5 999
:isociación
9M
999
9999
Normado
999
5M
5M
E*uilibrio =.0!&9M?
=.0!&5M?
5M
=H2/)0? K ==M? =M5.0!&?? > =.0!&9M? 1.2'192 K =M2 5 .0!&M? > =.0!&9M? M K 4.%!%193 K OH5 pH K9log OH5 pH K9log O.0!& 5 4.%!%1 93 pHteo=H2/)0? K 1.23 pH eperimental medido con el potenciometro es 2.
4
Hallando el Porcentaje de Error " Error K =pH teórico J pHeper > pH teórico? 1 "error K ==1.23 J 2.?> 1.23? 1 K '3."
2.9PH del CH 3C))H H5
CH3C))H Anicio
5
CH3C))9
=.4%?
9999
999
:isociación
9M
999
999
Normado
999
5M
5M
E*uilibrio =.4%9M?
5M
5M
=CH3C))H? K ==M? =M? > =.4%9M? 1.%&19& K M2> =.4%9M? M K 1.22&1 93 K OH5 pH K 9logO1.22&193 pHteo K 3. pH eperimental medido con el potenciometro es 3.2 Hallando el Porcentaje de Error "error K ==3. J 3.2? >3. ? 1 K '.%" 3.9PH del (H 0)H (H05
(H0)H Anicio
=.113&?
999 !
5 999
)H9
:isociación
9M
999
999
Normado
999
5M
5M
E*uilibrio
=.113&9M?
5M
5M
=(H0)H? K ==M? =M? > =.113&9M? 1.%&19& K M2> =.113&9M? M K 1.0 1 93 K O)H9 p)H K 9logO1.0193 p)H K 2.4& pH 5 p)H K 10 pHteo K 11.1& pH eperimental medido con el potenciometro es 1.' Hallando el Porcentaje de Error "error K ==11.1& J 1.'? >11.1&? 1 K &." 0.9PH de la /olución Duffer Icida =CH 3C))H, CH 3C))(a? CH3C))9
CH3C))(a Anicio
=.1?
:isociación
9.1
Normado
999
E*uilibrio
=.? CH3C))H
Anicio
=.4%?
999 999 5.1 5.1 CH3C))9
5 (a5
999 999 5.1 5.1 5
.1
999 999
:isociación
9M
999
Normado
999
5M 1
H5
5M
E*uilibrio
=.4%9M?
=.1 5 M? 5M
=CH3C))H? K ==.15M? =M? > =.4%9M? 1.%&19& K =.1M 5 M 2?> =.4%9M? M K 1.&2 19& K OH5 pH K 9logO1.&219& pHteo K 0.42 pH eperimental medido con el potenciometro es 0.0& Hallando el Porcentaje de Error "error K ==0.42 J 0.0&? >0.42? 1 K %.'4" &.9PH de la /olucion Duffer D+sica =(H 0)H, (H0Cl? (H05 5 Cl9
(H0Cl Anicio :isociación
=.1?
999
9.1
999
Normado
999
5.1
E*uilibrio
=.? (H35 5 H2)
Anicio
=.113&?
5.1 (H05 .1
999 999 5.1 5.1 )H9
5 999
:isociación
9M
999
999
Normado
999
5M
5M
E*uilibrio
=.113&9M?
=.1 5 M?
5M
=(H0)H? K ==.15M? =M? > =.113&9M? 1.%&19& K =.1M 5 M2?> =.113&9M? 11
M K 1.!4 1 9& K O)H9 p)H K 9logO1.!419& p)H K 0.% pH5 5 p)H9 K 10 pHteoK !.3 pH eperimental medido con el potenciometro es 4.! Hallando el Porcentaje de Error "error K ==!.3 J 4.!? >!.3? 1 K 0.3"
12
V. DISCUSION DE RESULTADOS
El potenciometro fue calibrado para las soluciones +cidas con la solución buffer de pH igual a 0.1 la cual fue correcta su calibración, pero para las soluciones b+sicas el buffer tenia *ue ser de pH igual a 1.1 pero este en realidad fue de !.2 #a *ue al parecer esta solución se encontraba contaminada o estaba mal preparada. 7 este # a otros errores eperimentales se debe el porcentaje de error encontrado en las soluciones b+sicas principalmente. -as soluciones cu#o pH se midió fueron HCl, H7c, H 2/)0, (H0)H # las soluciones buffer +cida # b+sica. Calculando las concentraciones corregidas de la soluciones por valoración eepto de las soluciones buffer, obteni$ndose de estas las concentraciones eactas de los iones idrogeno con los *ue se allaron los valores del PH de las soluciones. -os porcentajes de error son pe*ue
VI.
CONCLUSIONES
13
El pH depende de la concentración de iones H 5, observ+ndose *ue pH aumenta a medida *ue H5 disminu#e. 6na buena valoración es importante #a *ue de esto depende *ue se encuentren las concentraciones para los c+lculos de pH as8 *ue los errores deben ser m8nimos. /e debe efectuar una calibración precisa del potenciometro # adem+s una buena preparación de los buffer *ue se usan para calibrar el aparato. El potenciometro con electrodo de vidrio es mu# conveniente #a *ue se encontró eperimentalmente *ue la diferencia de potencial *ue eiste en la interfase entre el vidrio # una solución con la cual esta en contacto depende del pH de la solución. El electrodo de vidrio funciona solo en soluciones acuosas, si se tiene una solución fuertemente +cidas o b+sicas , se debe usar electrodos de vidrios especiales, #a *ue si no este eplotar8a. -a disociación de +cidos monoproticos tales como HCl # H7c se lleva a cabo en una 1 sola etapa, obteni$ndose un solo punto de e*uivalencia. ientras *ue los +cidos polipróticos tales como H 2/)0 presentan 2 etapas, #a *ue tienen 2 idrógenos ionizables, por tal presentan 2 puntos de e*uivalencia.
10
VII.
RECOMENDACIONES
/e recomienda efectuar una buena valoración del (a)H con el biftalato de potasio, #a *ue este ser+ el valorante para las dem+s soluciones, espec8ficamente para los +cidos. 7ntes de efectuar alguna medición con el potenciometro, asegurarse *ue el electrodo de vidrio se encuentre bien enjuagado con agua destilada, para evitar as8 una mala lectura. :espu$s de introducir el electrodo de vidrio a la solución deseada, esperar unos segundos para tomar la lectura observada, asta *ue esta sea constante. /e recomienda *ue antes de efectuar alguna medición con el potenciometro, asegurarse *ue este se encuentre calibrado en el rango de pH re*uerido. Concluida la eperiencia lave todos los materiales empleados o utilizados, secarlos # devolverlos a su lugar correspondiente.
VIII.
APENDICE
1$;E5li
%$;I(dis!icas Resal!a(!es de los Elec!rodos de +idrio y de Combi(ació($ /e encontró eperimentalmente *ue la diferencia de potencial *ue eiste en la interfase de vidrio # una solución en la cual esta en contacto depende del pH de la solución. El electrodo de vidrio esta formado por u tubo *ue termina en una ampolla de paredes delgadas, como se ve en 7 , con este objeto se emplea un vidrio especial de punto de fusión relativamente bajo # elevada conductancia el$ctrica. -a ampolla contiene una solución de concentración de iones idrogeno constante # un electrodo de potencial definidoQ generalmente se
emplea un electrodo de 7g, Cl7g =s? en +cido clor8drico .1 molar, o un alambre de platino en una solución reguladora a pH 0. *ue contiene una pe*ue
*$;E5li
+
≈
Ka
acido
[ sal ]
En realidad en sentido estricto, deber8a tomarse Ra en lugar de pero como no se espera una gran eactitud, es preferible el uso de una constante tabulada. Bomando logaritmos # cambiando el signo a toda la epresión, se obtiene −
log CH
+
≈ −
log Ka + log
pH ≈ pKa + log
sal
[ acido ]
[ sal ] [ acido ]
Por medio de la ecuación anterior conocida como ecuación de Henderson9 Hasslbac es posible calcular el pH de una solución reguladora de concentración conocidaQ inversamente, se puede emplear esta epresión para preparar una solución de pH definido.
IX.
•
BIBLIOGRAFIA
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