Determinacion Potenciometrica Del PH

Laboratorio de Fisicoquímica II

Mediciones potenciometricas del pH

Indice

Pagina I.-

Resumen

2

II.-

Principios teóricos

4

III.-

abulacion abulacion de datos ! resultados

"

I#. I#.-

$%emplo de calculo

&2

#.-

'iscusión de resultados

&(

#I.-

)onclusiones ! recomendaciones

&*

#II.-

)uestionario

&+

#III.- ,pndice

2

I/.-

2

0ibliogra1ía

1



I.-RESUMEN I.-RESUM EN

$

n esta esta opor oportu tuni nida dad3 d3 la prc prcti tica ca tu5o tu5o como como ob%e ob%eti ti5o 5o medi medirr por por el mto mtodo do

potenciomtrico el pH de algunas soluciones diluidas.

Las condiciones de laboratorio 1ueron6

una temperatura de 22)3 una pres presió ión n de

7(*mmHg ! un porcenta%e porcenta%e de 8umedad del ++9.

Primero se estandari:a el pH-metro3 con una solución reguladora ;bu11er< de pH cido  cido o bsico conocido3 para medir luego el pH de soluciones cidas ! bsicas respecti5amente. respecti5amente.

Luego3 se 5aloran las soluciones problema3 !a preparadas3 con los datos obtenidos3 se calcularn los 5alores de pH teóricos. Los 5alores anteriores de pH3 se comparan con los 5alor 5alores es obte obteni nidos dos e=per e=perim imen enta talm lmen ente te con el pH-me pH-metr tro o ! con con esto esto se dete determ rmin ina a el porcenta%e de error error para cada caso.

Los porcenta%es de error obtenidos3 oscilan entre el .49 ! 4.429 se puede obser5ar que la ma!oría de los porcenta%es de errores son mínimos3 e=istiendo un >nico porcenta%e de error ms alto3 perteneciente al pH del cido sul1>rico lo q ue indica pudo 8aber e=istido e =istido alg>n problema.

$l principio teórico ms importante a mi parecer parecer es 6 oda solución acuosa contiene tanto iones H - como H ? 3 este >ltimo escrito en su 1orma simpli1icada de H ? . $l que la solución solución sea cida o bsica depende de cul de estos iones iones est presente en concentración ma!or. 'e com>n la acide: o basicidad de una solución se describe indicando la concentración del ion 8idronio3 que puede ser e=presada en moles por litro o en unidades de pH ;potencial de ion 8idronio 8idronio o e=ponente de 8idronio<. $l pH de una solución es el 5alor negati5o del logaritmo de d e base & de la concentración del ion 8idronio6

2



pH = -log [H + ] Datos obtenidos. Sustancia

Buffer ácido

CH3COOH

HCl

H 2SO4

Buffer básico

NH4OH

NaOH

Experimental1

4.68

3.32

1.70

1.95

9.41

10.64

11.83

Experimental2

4.70

3.20

1.40

1.60

9.20

10.50

12.10

Teórico

4.76

2.93

1.00

0.97

9.24

11.09

12.92

%error

1.26

-9.06

-40.00

-65.25

0.43

5.32

6.34

@$l pH depende de la concentración de iones H ? 3 ! de la temperatura3 a ma!or temperatura 8abr una ma!or disociación ! por tanto una ma!or 1ormación de iones H ?. @La5e ! seque en la estu1a todo el material de 5idrio antes de utili:arlo !a que en esta e=periencia se requiere de que los componentes no contengan residuos de otras soluciones3 los cuales podrían alterar la concentración de iones H ? ! AH - principalmente.

3



II.-PRINCIPIS !E"RICS #$ ESC$#$ %pH& T oda solución acuosa contiene tanto iones H - como H ? 3 este >ltimo escrito en su 1orma simpli1icada de H ? . $l que la solución sea cida o bsica depende de cul de estos iones est presente en concentración ma!or. 'e com>n la acide: o basicidad de una solución se describe indicando la concentración del ion 8idronio3 que puede ser e=presada en moles por litro o en unidades de pH ;potencial de ion 8idronio o e=ponente de 8idronio<. $l pH de una solución es el 5alor negati5o del logaritmo de base & de la concentración del ion 8idronio6 pH = − log[ H

+

]

=

log

1

[ H ] +

La escala pH 1ue sugerida por Borensen3 pro1esor en )open8ague3 en &""3 con el ob%eto de e5itar el uso de e=ponenciales ! con potencias negati5as al emplear la concentración del ionC 8idronio en moles D litro. $n la prctica3 es raro que el 5alor del pH sea negati5o3 pues un pHE -& correspondería H ? G E &AM3 demasiado grande pH E -2 es imposible. $l pH es una e=presión de equilibrio que 8a sido calculada a 2( ) a base del 5alor de J KE&. = &-&4 Por lo tanto3 la escala del pH ! el 5alor correspondiente a la neutralidad 5arían con la temperatura. ,sí por e%emplo3 a &( ) la neutralidad est dada por pH E 7.&23 mientras que a (C) corresponde a pH E*.7&.

'alo(aciones potencio)et(icas $n una 5aloración redo=3 la 1orma reducida de un ion ;por e%emplo Fe?2 < se o=ida por la acción de alg>n o=idante ;por e%m )e?4 < el producto 1inal se determina anali:ando el cambio en la 1em de una pila 1ormada por un electrodo de platino introducido en la me:cla ! otro electrodo en contacto elctrico con la me:cla mediante un puente salino. )omo se 5era mas adelante3 en el punto 1inal e=iste un cambio brusco de la 1em cuando se 8a agregado su1iciente agente o=idante para o=idar todo el ion reducido . Be ilustra la tcnica con la reacción redo= en disolución acuosa de Hierro;II
Ce*+ + e- - Ce,+  E = +/.0/' 1e,+ + e- - 1e2+  E = +3.44' Por lo tanto3 la constante de equilibrio para la reacción ;con 5E&< es &.(2=&&4 3 de 1orma que el cerio es una buena elección3 !a que asegura que el equilibrio est 1uertemente despla:ado 8acia los productos ;Fe? <. $n el curso de la 5aloración3 la precencia del par

4



de 8ierro origina un potencial de electrodo $ Fe?3Fe2? ! el par cerio origina un potencial $ )e4?3)e? . Bin embargo3 estos pares comparten el mismo electrodo3 por lo que sus potenciales deben ser iguales ;un mismo electrodo no puede estar simultneamente a dos potenciales di1erentes <. $n consecuencia 3 en cualquier punto de la 5aloración el potencial del electrodo puede escribirse de cualquiera de las dos maneras siguientes 6

E = E Ce*+Ce,+ + 5R!617ln 5aCe *+ 6aCe,+ 7 E = E 1e,+1e2+ + 5R!617ln 5a1e ,+ 6a1e2+ 7 Pudiendo utili:arse utili:arse la 1orma mas con5eniente en cada caso particular. Be puede simpli1icar el anlisis siguiente suponiendo que las acti5idades pueden ser reempla:adas por molalidades e ignorando la disolución de la muestra a medida que se agrega la disolución de )erio6 stas son complicaciones tcnicas que no a1ectan a las condiciones conclusiones principales. Bupóngase que la cantidad inicial de Fe;II< presente en la muestra es 1 . ,l ir agregando )e;I#< sta se reduce a ;&-=<1  simultneamente la cantidad de Fe;II< sube a =13 donde = depende de la cantidad de )e;I#< agregada ;si J 1uera in1inito3 =1 seria igual a la cantidad de o=idante agregada <. $s decir3 en una etapa intermedia de 5aloración 3 el potencial del electrodo es6

E = E + 5R!617ln8965/-97 $n la siguiente 1igura se muestra la 5ariación del potencial de electrodo durante la 5aloración de Fe;II< ! )e;I#< el punto 1inal se reconoce por el cambio brusco en desde el potencial estndar del par Fe? 3 Fe2? al del par )e4? 3 )e?.

5



$n el conte=to de las :a(iaciones potencio)et(icas 3 la 1orma de la 1unción ln=D;&-=
E = E Ce*+Ce,+ + 5R!617 ln 85c-;76;< $sta 1unción aumenta 8asta $O)e4?3)e? cuando cE21 ;es decir3 cuando se tiene el doble del cerio necesario para alcan:ar el punto 1inal <3 ! luego aumenta lentamente al agregar mas

6



cerio3 porque cuando c1 3 ln ;c-1
!I!U#$CINES P!ENCIME!RIC$S $n una titulación potenciomtrica el punto 1inal se detecta determinando el 5olumen en el cual ocurre un cambio de potencia relati5amente grande cuando se adiciona el titulante La 1igura ;&< muestra un arreglo e=perimental esquemtico para 8acer este tipo de titulación3 empleando un electrodo de 5idrio como electrodo indicador. $ste mtodo se puede utili:ar para todas las reacciones adecuadas para los propósitos 5olumtricos6 cido-base3 redo=3 precipitación ! 1ormación de comple%os. Be selecciona el electrodo indicador adecuada ! un electrodo de re1erencia3 como el de calomel3 completa la celda. La titulación se puede reali:ar en 1orma manual o se puede automati:ar el procedimiento3 como por e%emplo titulaciones automticas que gra1ican la cur5a de titulación ! suspensión automtica del titulante al alcan:ar el punto 1inal.

$n las titulaciones manuales3 el potencial se rriide despus de cada adición sucesi5a de titulante ! las lecturas que se obtienen se gra1ican contra el 5olumen de titulante para dar una cur5a de titulación como la que se muestra en la 1igura ;2a< $n muc8os casos se podría emplear un potenciómetro sencillo. Bin ernbargo3 si se utili:a el electrodo de

7



5idrio3 como en la ma!oría de las titulaciones cido-base3 se necesita un medidor con una alta impedancia de entrada debido a la ele5ada resistencia elctrica del 5idrio casi siempre se emplea un medidor de pH comercial. 'ebido a que estos p8-metros se 8an 5uelto tan comunes3 se utili:an muc8o para toda clase de titulaciones3 aun cuando su uso no es obligatorio.

)uando !a se cuenta con la cur5a de titulación3 entra un elemento sub%eti5o en el procedimiento. $l analista debe determinar el punto de in1le=ión de la cur 5a3 normalmente con alg>n tipo de inspección. Puede tra:ar una línea 5ertical a partir del punto de in1le=ión de la cur5a 8asta encontrar la intersección con el e%e del 5olumen. 'ebe e=istir cierta ine=actitud en este procedimiento3 ! esto se re1le%ar sin duda en la >ltima lectura del 5olumen. Para una reacción que es completa la cur5a de titulación tiene un claro punto de in1le=ión cerca del punto de equi5alencia ! la ine=actitud es pequea para una reacción con una constante de equilibrio pequea3 la precisión con la que se puede reproducir el punto 1inal es menor. La 1igura ;2b< muestra la gr1ica de la pendiente de una cur5a de titulación3 esto es3 el cambio de potencial con el cambio de 5olumen ;  $D #< contra el 5olumen de titulante. La cur5a que resulta tiene un m=imo en el punto de equi5alencia. $l 5olumen en el punto de equi5alencia se determina tra:ando una línea 5ertical desde este pico 8asta el e%e del 5olumen. $n la locali:ación del pico e=acto en la cur5a e=iste algo de ine=actitud. Mientras ms completa sea la reacción3 el pico ser ms pronunciado ! por lo tanto la locali:ación del punto de equi5alencia ser ms e=acta. La 1igura ;2c< es una gr1ica del cambio de la pendiente de una cur5a de titulación ;  $D # 2 < contra el 5olumen de titulante. $n el punto en donde la pendiente ;  $D #< tiene un m=imo3 la deri5ada de la pendiente es igual a cero. $l punto 1inal se locali:a tra:ando una línea 5ertical desde el punto en el cual ;  $D # 2 < es cero3 8asta el e%e del 



8


Mediciones potenciometricas del pH 

2 5olumen. La porción de la cur5a que une los 5alores m=imo ! mínimo de ;  $D # < tiene una in1le=ión ma!or cuando la reacción de titulación es ms completa. Las cur5as que se presentan en las 1iguras 2;a<3 ;b< ! ;c< son de reacciones SsimtricasS3 es decir3 reacciones en las cuales una mol de titulante reacciona con una mol de la substancia titulada.

pH $l pH de una solución se de1ine como el logaritmo ;con base &< negati5o de la acti5idad del ión 8idrogeno3 5amos a suponer que la acti5idad ! la concentración son iguales de manera que se puede considerar que el pH es el logaritmo negati5o de la concentración del ión 8idrogeno6 PHE-logH A?G $l símbolo presenta Tlogaritmo negati5o de U3 ! se puede 8ablar de pAH3 pJa t! pJi3 donde pAHE-logAH-G 3 pJaE-log;Ja< ! pJiElog;Ji<

S#UCINES REU#$DR$S U na solución reguladora o tampón es una solución que se opone al cambio en su concentración de ion 8idronio o del pH. $l agua pura no tiene la capacidad de mantener ms o menos constante H ? G cuando se le aade un cido o base 1uerte3 pues la adición de .&mol de cido clor8ídrico Vuna gota del cido concentrado- a un litro de agua a 2( ) origina un cambio de H ? G de &-7 a &-4 o del pH de 7. a 4.. $n di5ersos procesos químicos ! biológico. es necesario que el pH del medio se mantenga dentro de ciertos límites estrec8os. Por e%emplo3 el pH de la sangre es de 7.4 un cambio de .& puede producir disturbios patológicos serios. La conser5ación del pH se reali:a mediante el uso de soluciones reguladoras3 tampones o Tbu11ersU. La ma!oría de estas soluciones estn constituidas de cidos dbiles ! sus sales. La solución reguladora de cido actico ! acetato de sodio posee una capacidad tampón en el margen de pH de .7 a (.* La solución contiene una alta concentración de cido actico no ioni:ado ! una concentración tambin alta de iones acetato3 stos >ltimos pro5enientes de la sal que est completamente disociada. Bi se aade un cido 1uerte a la solución3 los iones 8idronio agregados reaccionan con los iones acetato para 1ormar cido actico no ioni:ado 8asta que Ji de este cido sea satis1ec8o. )omo resultado 8a! un cambio mu! pequeo en la concentración del ion 8idronio en la solución3 pues se 8a 1ormado ms de un cido dbil prcticamente no ioni:ado3 a e=pensas del cido 1uerte agregado. Bi se aade una base 1uerte3 los iones 8idro=ilo de sta reaccionarn con los iones 8idronio que !a se encuentran en la solución. , 1in de mantener la constancia de J3 se ioni:a ms del cido dbil. Atra 5e: H ? G cambia mu! poco. Mientras que el acetato de sodio se 9



en1renta al ion 8idronio3 el cido actico 8ace lo mismo con el ion 8idro=ilo agregado. La reser5a m=ima contra el cambio de pH se obtiene cuando el cido ! la sal se me:clan en la ra:ón molar de &6 &. Mediante la ecuación >

H +a? + H -a?

H 2 l

que e=presa una reacción de neutrali:ación seg>n ,RRH$WIXB3 podemos determinar la concentración desconocida de un cido o de una base3 sabiendo como contrapartida respecti5amente3 la concentración de una base o de un cido. $l procedimiento se conoce en el laboratorio como titulación 5olumtrica del cido o de la base de concentración desconocida. $n el punto de equi5alencia3 marcado por el cambio de color del indicador3 se tiene6

N@)e(o de )oles de H + del Acido dc concent(aciBn desconocida

=

N@)e(o de )oles de 3H de la base de concent(aciBn conocida

$n un e=perimento se mide con una pipeta un 5olumen determinado del cido de concentración desconocida3 digamos que se trata de una solución acuosa de cido clor8ídrico3 que se de%a caer dentro de un matra: $rlenme!er3 solución a la que se aade dos o tres gotas de solución alco8ólica de 1enol1taleína3 que 5a a actuar de indicador. Llenamos una bureta con solución acuosa 5alorada de WaAH3 que la de%amos caer con cuidado en el matra: $rlenme!er. )uando se disminu!e la 5elocidad de caída de la solución de 8idró=ido de sodio3 8acindola por gotas3 porque el color rosado que se 1orma con la caída de cada gota demora en desaparecer3 pese a la agitación de la me:cla3 quiere decir que se est mu! cerca del punto de equi5alencia3 que al 1ormarse con una gota ms de la solución de WaAH3 da un color ro%o grosella permanente. Be 8a llegado a la equi5alencia como se indica en la ecuación3 que pone termino a la titilación. $n las titulaciones 5olumtricas debemos tomar en cuenta en los clculos que conclu!en con el e=perimento3 que la concentración en moles por litro de la especie química que constitu!e el cido no siempre es igual a la concentración en moles por litro del ion H ? ! lo mismo3 que la concentración en moles por litro de solución de la especie química que 1orma la base no siempre es igual a la concentración en moles por litro en la misma solución del ion H -. $sto ocurre en los cidos polipróticos como H 2B4 ! H  PA4 ! en las bases que tienen ms de un ion 8idró=ido3 tal como Mg;AH<2. $l n>mero como subíndice en el tomo de H ! en el anión 8idró=ido3 relacionan la concentración molar del ion respecti5o a la concentración molar del cido o la base. ,sí3 una concentración de una solución acuosa .& M de H 2B4 corresponde a .2 M de ion H ? 3 porque 8a! 2 moles de H ? por & mol de H 2B4. ambin una solución acuosa .& M de H  PA4 es . M en ion H ?. $n todas estas soluciones 8emos multiplicado la molaridad del cido por el subíndice que repite el símbolo del 8idrógeno3 para tener la molaridad del ion H ?. $n 1orma similar3 una solución .( M de Mg;AH<2 es .& M en ion H 3- debido a que en la 1órmula de la especie química 8a! 2 moles de H - por & mol de Mg;AH<2.

10



III.-!$U#$CIN DE D$!S  RESU#!$DS !abla N / >Condiciones de labo(ato(io> P(mmHg)

75

!("C)

23

H#$#

%%&

!abla N  2 >Datos obtenida en labo(ato(io -#aloración de la solución WaAH Y .&W Peso de bi1talato de potasio

3.2**g

11



/*.)#

WaAH gastado en la titilación

-itulación de soluciones

-

Bolución H)l H 2BA4 Hac

'ol)en gastado de NaH 5)#7

Solcion

'ol)en gastado de HCl 5)#7

WH 4AH

&.

24.4 (7.+ ".(

Mediciones de pH con el pH-metro electrónico ;todos a 2(O)< Sustancia Buffer ácido

CH3COOH

HCl

H2SO4

Buffer básico

NH4OH

NaOH

Experimental1

4.68

3.32

1.70

1.95

9.41

10.64

11.83

Experimental2

4.70

3.20

1.40

1.60

9.20

10.50

12.10

Teórico

4.76

2.93

1.00

0.97

9.24

11.09

12.92

%error

1.26

-9.06

-40.00

-65.25

0.43

5.32

6.34

!e)p. 2C

!abla N, Datos teB(icos Fi5constante de ioniGaciBn7 WH 4AH H 2BA4

/.49/3- /.209/3-2

1ente5lib(o de %i)ica analitica calitati:a& de $(aneo $.7

12



'.-EJEMP# DE C$#CU# ,./ P(epa(aciBn del ;;e( bAsico Be desea preparar una solución que sea .& W de WH 4)l ! .& W de WH 4AH el cloruro de amonio lo tenemos en estado solido por lo cual para 8allar la cantidad en gramos necesaria se tendr que igualar Z equi5alentes W E .& W #E & ml P.e.6(.(gDmol

[DP.M. E W@#

K= NL'LP.M [ E .&@.&@(.(eq E.( g

13



Para saber cuanto es necesario del WH 4AH en 5olumen para tener & ml con normalidad de .&W de una solución de concentración original de &4.7 W igualando Z equi5alentes se tiene6

N /L' / = N 2L' 2 # & E ;.&W@& ml
del ;;e( Acido

obteniendo6 [ E .+2" g # E .(7 mL

,.2 Calclo de las no()alidades co((egidas •

No()alidad del NaH a pa(ti( del pat(Bn 1F Be gasto &4.( ml de WaAH para 5alorar con 0FJ ;.244( g< se 8allar la normalidad corregida de WaAH igualando Z equi5alentes p.e. ;0FJ< E24.22+ # g ;ml< E &4.(

K 51F7 = 3.2** g N NaH = K65p.e.L'7 W WaAH E .244(gD;24.22+@&4.(@&- <

N NaH = 3.320 N •

No()alidad co((egida del HCl )onociendo la normalidad ! el 5olumen gastado de WaAH; 24.4ml< para la titulación igualando equi5alentes se obtendr6

N HCl L ' HCl = N NaH L ' NaH N HCl = 53.320 NL2*.* )l7623 )l N HCl = 3./3 N ,., CAlclo de los :alo(es co((egidos de la N de cada co)pesto>

14



-Calclo de la N del CH ,CH con NaH 5 3.320N 7> N CH,CH L ' CH,CH = N NaH L ' NaH W )H)AAH E .+2*@ ".(mlD &mL

N CH,CH = 3.34** N -Calclo de la N del NH *H con HCl 5 3./3 7> N NH*H L ' NH*H = N HCl L ' HCl W WH4AH E .& W @ &&.( mL D & mL

N NH*H = 3.340 -Calclo de la N del H 2 S* con NaH 5 3.320 7> N H2S* L ' H2S* = N NaH L ' NaH W H2BA4 E .+2* W@(7.+mL D (mL

N H2S* = 3.3*N 'e( tabla N2

,.* Calclo de los :alo(es de pH teB(icos $stos 5alores se lograra a partir de la constante de disociación de cada compuesto teniendo en cuenta que se 5a a traba%ar con una concentración molar.

/.Calclo del pH de ;;e( Acido 3./N en /33)l> CH ,CNa 3./ CH ,CH Inicial

.&

CH ,C-

pH e9pe(i)ental=*.43 +

3./ CH ,C-----

Na+ 3./

+

H+ -----

15



'isociado

-/

-----

-----

Formado

----

/

/

/

/

$quilibrio

;.&-/<

JiE[)H )AA- ][ H? ] [ )H )AAH ] JiE&.7(@&-( Reempla:ando6 &.7(@&-(E[)H )AA- ][ H? ] [ )H )AAH ] &.7(@&-(E;.&?/<@;/< ;.&-/< /E&.74"*@&-( pH E-log;&.74"*@&-(< pHteoricoE 4.7* Hallando el 9 de error6 9errorE;5alor torico-5alor e=perimental<@& ;5alor teórico< 9errorE ;4.7*-4.7<@& 4.7*

2.-;;e( bAsico 3./ N /33)l

E

&.2*9

pHe9pe(i)ental=.23

NH*Cl

NH*+

3./

3./

+

Cl3./

NH*H

NH*+

+

H-

Inicial

.&

-----

-----

'isociado

-/

-----

----16

Laboratorio de Fisicoquímica II Formado


----

$quilibrio

;.&-/<

/

/

/

/

JiE[ WH4? ][AH- ] WH4AH [ ] JiE&.7(@&-( Reempla:ando6 &.7(@&-(E[ WH4? ][AH- ] WH4AH [ ] &.7(@&-(E;.&?/<@;/< ;.&-/< /E&.74"*@&-( pAH E -log;&.74"*@&-(< P8E&4-Po8 PHE".24 pHteoricoE ".24 Hallando el 9 de error6 9errorE;5alor torico-5alor e=perimental<@& ;5alor teórico< 9errorE ;".24-".2<@& ".24

E

.49

,.-Calclo pa(a NH*H> NH*H Inicial

.+7*

NH*+

+

H-

-----

-----

'isociado

-/

-----

-----

Formado

----

/

/

17

Laboratorio de Fisicoquímica II $quilibrio


;.+7*-/<

/

/

JiE[ WH4? ][AH- ] WH4AH [ ] JiE&.7(@&-( Reempla:ando6 &.7(@&-(E[ WH4? ][AH- ] WH4AH [ ] &.7(@&-(E

;/<@;/< ;.+7*-/<

/E&.22"4@&- pAH E -log;&.22"4@&- < P8E&4-Po8 pHteoricoE &&."

Hallando el 9 de error6 9errorE;5alor torico-5alor e=perimental<@& ;5alor teórico< 9errorE ;&&."-&.(<@& &&."

E

(.29

*.-Calclo pa(a el CH,CH> CH ,CH Inicial

.7+44

CH ,C-

+

H+

-----

-----

'isociado

-/

-----

-----

Formado

----

/

/

$quilibrio

;.7+44-/<

/

18



JiE[)H )AA- ][ H? ] [ )H )AAH ] JiE&.7(@&-( Reempla:ando6 &.7(@&-(E[)H )AA- ][ H? ] [ )H )AAH ] &.7(@&-(E;/<@;/< ;.7+44-/< /E&.&*2"@&- pH E-log;&.&*2"@&-< pHteoricoE 2." Hallando el 9 de error6 9errorE;5alor torico-5alor e=perimental<@& ;5alor teórico< 9errorE ;2."-.2<@& 2."

E

-".*9

.-Calclo de H 2 S*> Co)o el H2S* es n Acido ;e(te entonces> H 2 S* HS*+ H + ."(4(

Iniciales 'isociación Formación $quilibrio

HBA4 ."(4( -= ---;."(4(-=<

."(4( ↔

H ? ? ."(4( ---= ;."(4(?=<

."(4( BA4------= =

JiE&.2*@&-2 JiE;."(4(?=<@;=< ;."(4(-=< reempla:ando =E&.&7@&-2 pHE-log;.&(*<

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pHE."7* 9 errorE;."7*-&.*<@&E -*(.2(9 ."7*

0.-Calclo pa(a el HCl > $l H)l es un cido 1uerte por lo tanto se disocia totalmente6

HCl

H +

.&7

.&7

Cl -

+

.&7

para el pH6 pHE-log;H?< pHE-log;.&7< pHE.""7 9errorE;.""7-&.4<@&E4.429 .""7

*.-calclo pa(a el NaH )omo el WaAH es una base 1uerte se disocia completamente6

NaH

Na+

.+2(7

.+2(7

+

H .+2(7

Para 8allar el pH6 PAHE -log;.+2(7< PAHE &.+2 PHE&4-&.+2 PHE&2."2 9errorE;&2."2-&2.&<@& &2."2 9errorE*.49

:e( tabla N 2

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'I.-DISCUSI"N DE RESU#!$DS &.- $n la presente practica 8emos reali:ado mediciones de PH directa ;e=perimentalmente < e indirectamente ; teóricamente< . Para las mediciones e=perimentales se empleo el HP- metro3 el cual no 1ue c orrectamente estandari:ado con las soluciones bu11er3 !a que estas al parecer se encontraban contaminadas<. Para el calculo del 5alor teórico de P83 8emos calculado las concentraciones corregidas de la soluciones por 5aloración de soluciones cido base ; Hcl3 H,c3 H2BA4 con WaAH ! WH4AH con H)l < obteniendo de estas las concentraciones e=actas de los iones 8idrogeno con los que se 8allaron los 5alores del PH de las soluciones. 2.- ,l reali:ar estas 5aloraciones siempre se cometen errores3 !a sea por los instrumentos ! reacti5os empleados ;de1ectuosos o contaminados < o por la manipulación3 obser5ación ! los clculos reali:ados por el alumno que conlle5an a resultados no mu! e=actos del 5alor de PH de las soluciones.

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.- $n la medición e=perimental e=isten tambin errores de manipulación ! errores causados por el mismo instrumento ; PH - metro " . \a que se sabe que para reali:ar las medidas potenciometras del PH de soluciones son n ecesarios 2 electrodos 6 uno indicador de 5idrio ; sensible al PH < ! otro de re1erencia ; de calonel < dentro de una celda electrolitica. 4.- Los errores que pudieron 8aberse cometido ; de los mencionados anteriormente < mas errores por di1erencias de condiciones ; temperatura3 8umedad3 etc.< 1ueron los causantes de obtener errores porcentuales que 5an desde V*(.4( 9 al *.4 9 en el 5alor del PH en las soluciones anali:adas. (.-Los datos obtenidos con las titulaciones3 nos sir5en para calcular la concentración real de las soluciones de las cuales se 5an 8a medir sus respecti5os pH. 7.-Las concentraciones reales de las soluciones sern >tiles a la 8ora de calcularles el pH teórico3 sta a su 5e: ser comparada con el dato e=perimental que se 8a obtenido del pHmetro. 'ato con el cual se traba%ó para obtener u n porcenta%e de error *.-$ntre otros 1actores los errores se deben a la imprecisión al titular las muestras3 que aunque podrían disminuirse si se titulan reiterati5amente 5arias 5eces a la misma muestra de donde seria posible calcular un promedio.

'II.-CNC#USINES  RECMEND$CINES @$l pH depende de la concentración de iones H ? 3 ! de la temperatura3 a ma!or temperatura 8abr una ma!or disociación ! por tanto una ma!or 1ormación de iones H ?. @$l electrodo de 5idrio 1unciona solo en soluciones acuosas3 si se tiene una 1uertemente alcalina3 se debe usar electrodos de 5idrios especiales.

solución

@La practica de laboratorio nos ensea a utili:ar el pH-metro de manera adecuada3 a ni5el pre-grado3 es tal 5e:3 una de las practicas de ma!or importancia !a que est relacionada estrec8amente con la química. @,unque la guía de laboratorio nos indica como seguir el procedimiento adecuado es me%or consultar directamente con el pro1esor a cargo3 tanto para la calibración ! medición del pH !a que a medida que el tiempo pasa3 la tecnología cambia en cuanto a los instrumentos de medición.

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@Para e5itar los errores en cuanto a medición de pH3 procuremos calibrar el pH-metro antes de medir los pH de las soluciones preparadas3 !a que los errores mas 1recuentes se deben a este 8ec8o. @La normalidad corregida obtenida en laboratorio3 debe ser utili:ada para los clculos3 !a que al 8acer los clculos con la normalidad rotulada el 1rasco de contención de la base podríamos llagar a resultados erróneos. @$s importante la5ar ! secar el electrodo antes de sumergirlo en otra solución3 !a que pueden alterar el pH de la solución siguiente. @La5e ! seque en la estu1a todo el material de 5idrio antes de utili:arlo !a que en esta e=periencia se requiere de que los componentes no contengan residuos de otras soluciones3 los cuales podrían alterar la concentración de iones H ? ! AH principalmente. -$s necesario limpiar adecuadamente el pH-metro con agua destilada ! secarlo con un papel absorbente despus de cada medición de pH para e5itar la contaminación de la solución ! en consecuencia obtener una medida errónea del pH. -, momento de usar el pH metro es necesario no ol5idarse la medida de la temperatura de la sustancia3 dato que ser aadido en el aparato usado para medir el pH. -La temperatura es un 1actor importante que a1ecta al 5alor del pH3 !a que est depende de la concentración3 la que es a1ectada directamente por esta propiedad 1ísica. -$l pH-metro se calibra mediante un amortiguador conocido antes de medir el pH de una solución desconocida.

'II.-CUES!IN$RI /.- E9pli?e el ;nda)ento O aplicaciBn de las )ediciones potencio)et(icas. Las mediciones potenciometricas se deben en gran medida a las acti5idades elctricas dentro de una solución. Ha! dos tipos de conducti5idad elctrica6 conducción metlica3 como por e%emplo en un alambre de )u ! conducción electrolítica3 como por e%emplo en una solución acuosa de sal. $n la conducti5idad elctrica3 la electricidad parece un c8orro de electrones que 1lu!e 8acia el polo positi5o terminal en la conducción electrolítica3 la electricidad es transportada en la solución por los iones. Los iones positi5os se mue5en 8acia el electrodo negati5o ! los iones negati5os 8acia el electrodo positi5o ! ambos participan en el transporte de la corriente. $n la conducción electroquímica se producen cambios o reacciones en los electrodos ! se transporta sustancia 8acia ellos.

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odas las soluciones poseen una determinada resistencia3 actualmente sta es medida por instrumentos electrónicos so1isticados que utili:an corriente alterna ! electrodos platini:ados para e5itar inter1erencias con la solución asi como en su concentración. $=isten di5ersas aplicaciones potenciometricas entre las cuales podemos mencionar6 -

determinación del producto de solubilidad #aloraciones potenciometricas

-

Mediciones del pJ ! pH

-

itulaciones cido 0ase

2.- Indi?e las ca(acte(sticas (esaltantes de los elect(odos de :id(io O de co)binaciBn. $n los siguientes diagramas se muestran las principales características de los electrodos de 5idrio ! combinación6

$lectrodo de combinación

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$lectrodo de 5idrio

,.-E9pli?e las ecaciones pa(a calcla( el pH de solciones b;;e( indicando las li)itaciones pa(a s so. )onsideremos el pH de una solución de un cido dbil. H, ! una sal soluble del cido3 por e%emplo Wa,. Be comien:a por escribir6 H,;ac< ] H A? ? ,-;ac< A simplemente6 H,;ac< ] H ? ? ,-;ac< La constante de ioni:acion esta dada por6 JaEH?G,-GDH,G Reordenando6 H?GE^aH,GD,-G ,l tomar el log negati5o a ambos miembros se obtiene6 -logH?GE-logJa-logH,GD,-G ó -logH?GE -logJa ? log,-GDH,G 3 de manera que6 pHEpJa ? log ,-GDH,G La ecuación anterior se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbalc8. La 1orma mas general de esta ecuación es6 PH E pJa ?log;base con%ugadaGDcidoG< $s importante recordar que la ecuación de Henderson-Hasselbalc8 pro5iene directamente de la e=presión de la constante de equilibrio3 ! es 5alida sin que importe el origen de la base con%ugada ;es decir3 puede pro5enir solo del cido o del cido ! de su sal<.

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Por medio de similares ra:onamientos se puede deducir la ecuación de Henderson Hasselbalc8 para una disolución de una base dbil con su sal6 PH E pJa ?log;baseGDcido con%ugadoG< Be podría despreciar la ioni:acion del cido ! la 8idrólisis de la sal 3 siempre ! cuando las concentraciones de estas especies sean lo ra:onablemente altas ;.&M<. $sta apro=imación es 5alida porque H, es un cido dbil3 ! la magnitud de la 8idrólisis del anion ,- casi siempre es mu! pequea ;8e aquí una restricción<. ,dems3 la presencia de ,;pro5eniente del Wa,< suprime la ioni:acion del H, ! sta a su 5e: suprime la 8idrólisis de ,- . Por esta ra:ón las concentraciones iniciales pueden emplearse como si 1ueran las concentraciones de equilibrio.

IQ.-$PENDICE $plicaciones si)ples de las )ediciones potecio)et(icas #as tcnicas electroquímicas son 1undamentales para una gran 5ariedad de clculos ! mediciones químicos en los siguientes prra1os se describen algunas6 Producto de solubilidad La solubilidad ;la molalidad de la solución saturada3 símbolo6 s< de una sal M/ poco soluble3 puede anali:arse en 1unción del equilibrio6

MQ5s7

⇔

M +5ac7 + Q -5ac7 F s= 8a M +a Q -
La constante de equilibrio Js se denomina constante del producto de solubilidad3 o simplemente producto de solubilidad de la sal ;acti5idad a M/ que cabe esperar en el denominador es la unidad para un sólido puro<. )uando la solubilidad es tan ba%a que el coe1iciente de acti5idad iónica es la unidad3 entonces a M? E m M? Dm- 3 de 1orma que en la solución saturada ambas molalidaddes son iguales a s. Por consiguiente3

Fs= 5s6) 7- 2  de ;o()a ?e s = 5(aiG5Fs77)-

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$l 5alor de Js puede 8allarse a partir de los 5alores de la 1em estndar de una pila con una reacción correspondiente al equilibrio de la solubilidad6 ,l agregar ,g;s< a ambos lados3 sta puede escribirse en la ]]1orma estndar de una reacción redo= de la pila

$g5s7 + $gCl5s7

⇔

$g5s7 + $g +5ac7 + Cl5ac7

,8ora se pueden 8acer las siguientes identi1icaciones

Red / 9 D Red D 9 / . $g5s7 $gCl5s7 $g5s7+Cl -5ac7 $g + \ despues de elaborar la correspondiente ]] 1orma estndar  de la pila6

$g5s7$g + 5ac7Cl - 5ac7$gCl5s7$g5s7 La 1em estndar de esta pila es6 $OE $O ,g3,g)l3)l_ $O ,g?3,g E.22-.+E-.(+ La constante de equilibrio de la reacción de la pila es6 JEa ,g?a)l- NeqE Jsp? )omo 5E& Por lo tanto Jsp? E &.@&-& @ comentario 6 $n consecuencia la solubilidad del cloruro de plata es &.@&-( mol Jg -&

Q.-I#IR$1$

-Farrington aniel! "Trata#o #e Fi!ico$&mica " E#itorial 'i!pano (mericana )*eno! (ire! 1947+ ,g. 300-350

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-aron
-l#e . et>Fi!ico$imica " E#itorial c ra 'ill
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Determinacion Potenciometrica Del PH

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