Practica N°12 Mediciones Potenciometricas DE PH PDF

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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SANMARCOS(Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA)FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERIAQUÍMICADEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICALABORATORIO DE FISICOQUÍMICA IIPRÁCTICA N° 12: MEDICIONES POTENCIOMÉTRICAS DE pH PROFESORA: REYES YANES, Andreína ALUMNOS: CÓDIGO:  PALACIOS ...

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Miércoles 8-11 FQ II UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA)

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERIA QUÍMICA DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II PRÁCTICA N° 12: MEDICIONES POTENCIOMÉTRICAS DE pH PROFESORA: REYES YANES, Andreína ALUMNOS:

CÓDIGO:

 PALACIOS PRIETO, Cristhian

18070031

 ROMERO JACINTO, Miguel Fernando

18070032

 ROMERO MARAVÍ, Mishel Rosario

18070033

FECHA DE REALIZACIÓN DE LA PRÁCTICA: 11/09/19 FECHA DE ENTREGA DE INFORME: 18/09/19 Lima, Perú 2019-I

2

1. ÍNDICE

1.

ÍNDICE......................................................................................................................2

2.

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

3.

INTRODUCCIÓN.....................................................................................................4

4.

PRINCIPIOS TEÓRICOS.........................................................................................5 4.1

CONCEPTOS PREVIOS:..................................................................................5

4.2

EL pH..................................................................................................................5

4.3

El pH-METRO....................................................................................................6

4.4

CALIBRACIÓN.................................................................................................7

5.

DETALLES EXPERIMENTALES............................................................................9 5.1

MATERIALES Y REACTIVOS.-......................................................................9

5.2

PROCEDIMIENTO.-.........................................................................................9

6.

TABLA DE DATOS Y RESULTADOS...................................................................11

7.

EJEMPLO DE CÁLCULOS....................................................................................12

8.

DISCUSIÓN DE RESULTADOS............................................................................13

9.

CONCLUSIONES...................................................................................................14

10.

RECOMENDACIONES......................................................................................15

11.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS.................................................................16

12.

APÉNDICE..........................................................................................................17

CUESIONARIO.-........................................................................................................17

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2. RESUMEN Se realizó mediciones potenciométricas de pH a diferentes soluciones previamente preparadas y valoradas. Primero, se procedió a estandarizar el pH-metro sumergiendo el electrodo en 3 diferentes soluciones buffer: acida, básica y neutra, cuyos pH fueron de 4, 7 y 10 respectivamente. En los tres casos se tomó la temperatura para cada solución por separado y se calibró hasta que en la pantalla del pH-metro nos indique el mismo valor mostrado en el termómetro y el mismo valor de pH que corresponde a la solución buffer medida. Segundo, se preparó las soluciones empleadas en el experimento. Se tituló el NaOH con ....... g de Biftalato de potasio cuya concentración fue ....... N. Se usó este dato para la estandarización de HCl ,HAc y por último la valoración del NH4OH se hizo con HCl previamente valorada. Luego se preparó 100 ml de una solución acida que esté compuesta por 50 ml de CH3COOH (0.1 N) Y 50 ml de CH3COONa (0.1 N) . Por ultimo se preparó una solución básica de 100 ml compuesta por 50 ml de NH 4OH (0.1N) Y 50 ml de NH4Cl (0.1N) de NH4Cl. Luego de la preparación de todas las soluciones se procedió a medir el pH de cada una con el pH-metro ya estandarizado.

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4 3. INTRODUCCIÓN En la actualidad todos los compuestos existentes están clasificados según características comunes o patrones repitentes para un mejor estudio de estos. Los compuestos en química orgánica, por ejemplo, se dividen en grupos funcionales tales como cetonas, ácidos carboxílicos, aldehídos, alcoholes, etc. Por otro lado, también se puede hablar de la clasificación de sustancias según su basicidad o acidez. La importancia radica en que las reacciones acido-base en solución acuosa constituyen aspectos muy importantes de los sistemas químicos y biológicos y, por ende, su estudio es muy relevante. Desde tiempos antiguos se han formulado muchos procedimientos y teorías para poder determinar qué compuesto es ácido o básico. Fue en el año 1909 cuando Soren Sorensen introdujo el concepto de pH y con la ayuda de la tecnología se pudo diseñar un instrumento capaz de medir el pH de cualquier solución con un grado alto de confiabilidad. En el presente experimento se determinará el pH de diversas soluciones preparadas utilizando el pH-metro, instrumento diseñado para tal fin.

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5 4. PRINCIPIOS TEÓRICOS 4.1 CONCEPTOS PREVIOS: Electrolitos fuertes: Sustancias moleculares o iónicas buenos conductores eléctricos. Están disociados prácticamente en un 100% y 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



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

Electrolitos Débiles: Sustancias de naturaleza molecular o iónica que se disocian parcialmente, estableciendo un estado de equilibrio químico llamado Equilibrio Iónico. Cada equilibrio posee constante de equilibrio iónico (Ki). Cuanto mayor sea el valor de Ki mayor será el porcentaje de desionización del electrolito. Ácidos Débiles: CH3COOH, HCN, H2CO3, H2S, HClO, etc. Alcanza un estado de equilibrio caracterizado por la constante de acidez (Ka), los ácidos débiles pueden ser monopróticos y polipróticos. Bases Débiles: Alcanzan el estado de equilibrio caracterizado por la constante de basicidad (Kb). NH3, CH3NH2, etc. 4.2 EL pH El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (mol/L)

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6 + ¿¿ H pH=−log¿ Esta ecuación es solo una definición establecida con el fin de tener números convenientes para trabajar con ellos. El logaritmo negativo proporciona un valor positivo para el pH, el cual, de otra manera sería negativo debido al pequeño valor de [H+]. Debido a que el pH sólo es una manera de expresar la concentración del ion hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas, a 25°C, pueden identificarse por sus valores de pH, como sigue: 

Disoluciones acidas: [H+] > 1.0x10-7 M pH < 7



Disoluciones básicas: [H+] < 1.0x10-7 M pH > 7



Disoluciones neutras: [H+] = 1.0x10-7 M pH = 0

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: −¿ ¿ OH pOH=−log ¿ Ahora considerar la constante del producto iónico del agua: +¿ −¿ ¿ OH = Kw =10 −14 H ¿¿ ¿ Al tomar logaritmo negativo en ambos lados, obtenemos: pH+ pOH =14

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7 Esta ecuación nos proporciona otra forma de expresar la relación entre la concentración de los iones H+ y la concentración de los iones OH-. 4.3 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 la misma por medio de la ecuación de Nernst. +¿=E °+ 2.30 E=E °−

RT pH nF

RT ln a ¿H 3 O nF

Este electrodo normalmente está construido por elementos inertes de platacloruro, plata o mercurio y externamente de vidrio extremadamente sensible al pH, y está hecho para un rango determinado de PH y temperatura. El electrodo de vidrio y el de referencia actúan como un generador de tensión cuando están sumergidos en la solución a medir, la tensión producida por ellos, de 59,16 milivoltios por cada unidad de PH a temperatura ambiente, es aplicada a un amplificador con entrada por FET (Field Effect Transistor) con alta impedancia de entrada, con el fin de no cortocircuitar las bajísimas corrientes producidas. 4.4 CALIBRACIÓN Electrodo ideal produce 0 mV a un pH de 7, la salida real de un electrodo pH será variable, especialmente con la edad, y requiere la calibración frecuente en una solución tampón de pH conocido para mantener la precisión de la medida. Se debe usar calibración de dos puntos, una solución tampón para pH 7, con la cual la salida del electrodo debería ser de 0 volts, si difiere de este valor se ajusta el instrumento.

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8 Los accesorios requeridos para la calibración del instrumento utilizan una solución tampón para pH 7 y otra solución tampón para pH 4, si se quiere medir unas soluciones ácidas y otra solución tampón para pH 10, si la solución a medir es básica. 4.5 SOLUCIÓN AMORTIGUADORA O BUFFER Una solución amortiguadora es aquella que resiste un cambio de pH, aunque se le añada ligeras cantidades de un ácido o una base fuerte. En general, estas soluciones están constituidas por un ácido débil y su sal (base conjugada) formando un Buffer acido o una base débil y su sal (ácido conjugado) formando un buffer básico. La operatividad del Buffer depende de: El efecto del ion común y el principio de Le Chatelier. Así: Cuando un "buffer" es adicionado al agua, el primer cambio que se produce es que el pH del agua se vuelve constante. De esta manera, ácidos o bases (álcalis = bases) adicionales no podrán tener efecto alguno sobre el agua, ya que esta siempre se estabilizará de inmediato.



Buffer Acido:



Buffer Básico:

pH = pKa+log

[ sal] ( [ ácido] )

( )

pOH = pKb +log [ sal ] [ base ]

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5. DETALLES EXPERIMENTALES 5.1 MATERIALES Y REACTIVOS.a) Materiales: medidor de pH con electrodo de combinación, fiola, bureta, pipeta, vaso, Erlenmeyer. b) Reactivos: soluciones reguladoras, HAc, NH4OH, NH4Cl, CH3COONa, NaOH, HCl, Biftalato de potasio, fenolftaleína, rojo de metilo. 5.2 PROCEDIMIENTO.Se estandarizo el pH-metro constituido por un electrodo ultrasensible al pH utilizando 3 mezclas Buffer de pH igual a 4, 7 y 10. Antes de introducir el electrodo se midió la temperatura de cada solución Buffer por separado con un termómetro digital con resolución de 0.1 °C, la temperatura de cada Buffer fue de 19.5 °C , y se calibro manualmente la temperatura a trabajar en el pH-metro teniendo en cuenta dicho valor. Se introdujo el electrodo en cada solución Buffer, enjuagando y secando cuidadosamente el electrodo antes de introducirla en otra solución, y se calibro teniendo en cuenta lo valores fijos de pH de cada solución. Para la estandarización de NaOH se usó 0.2343 g de Biftalato de potasio como patrón primario y se gastó un volumen total de 19.5 ml obteniendo una normalidad corregida de 0.995 N , usamos este último dato para la estandarización de HCl y HAc usando fenolftaleína como indicador y se gastó un volumen de 12ml y 10.5 ml respectivamente obteniendo la concentración final de 0.100 N y 0.097N para cada caso en el mismo orden. La valoración de la solución de NH 4OH con HCl se realizo con rojo de metilo, cuyo volumen gastado fue 12.5 ml y su concentración de 0.09999 N. En el caso de la preparación de soluciones de

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10 buffer acido(0.1N) y básico(0.1N) se necesitó 0.8766 g de acetato de sodio y 0.7877 g de cloruro de amonio disueltos en 50 ml de agua destilada para preparar las soluciones buffer acida y básica respectivamente. Una vez preparada todas las soluciones se procedió a medir el pH cuya comparación datos teóricos, experimentales se encuentran en la tabla N°5.

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6. TABLA DE DATOS Y RESULTADOS

7. P(mmHg) 762,1

T(°C) 18,7 Tabla 1: Condiciones del laboratorio

COMPUESTOS

CH3COOH 0.1N 100ml

%H.R. 96

CH3COONa 0.1N 100ml

Normalidad = 0.37 N

BUFFER ÁCIDO

W = 0.8207 g

V = 27.02 ml

COMPUESTOS

NH4Cl 0.1N 100ml

BUFFER BÁSICO

W = 0.5352 g

NH4OH 0.1N 100ml Normalidad = 8.4 N V = 1.19 ml

Tabla 2: Preparación de los Buffer

COMPUESTOS

CH3COOH

HCl

VOLUMEN DE NaOH (1)

5,5 mL

5,0 mL

VOLUMEN DE NaOH (2)

5,5 mL

4,8 mL

VOLUMEN DE NaOH (3)

5,4 mL

5,1 mL

COMPUESTOS

NH4OH

VOLUMEN DE HCl (1)

2,2 mL

VOLUMEN DE HCl (2)

2,3 mL

VOLUMEN DE HCl (3)

3,0 mL Tabla 3: Tabla de Valoraciones

COMPUESTOS

Buffer Acido

Buffer Básico

CH3COOH

NH4OH

pH

4,67

9,54

2,62

11,49

Tabla 4: Tabla de pH

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Constantes de Ionización

Ka (CH3COOH) 1.75 x 10-5 Tabla 5: Tabla de Ki teóricas

Kb (NH4OH) 1.75 x 10-5

Tabla 6: Tabla de Concentraciones Exactas CONCENTRACIÓN EXACTA (N) Hidróxido de Sodio (NaOH)

0,0994

Ácido Clorhídrico (HCl)

0,987

Ácido Acético (CH3COOH)

0,111

Hidróxido de Amonio (NH4OH)

0,0819

Tabla 7: Tabla de pH teórico y porcentaje de error

Buffer Ácido Buffer Básico Ácido acético (CH3COOH) Hidróxido de Amonio (NH4OH)

pH medido

pH teórico

4,67 9,54 2,62

4,75 9,25 2,86

Porcentaje de Error (%) 1.68 3.14 8.33

11,49

11,08

3.70

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7. EJEMPLO DE CÁLCULOS 7.1) DETERMINACIÓN DE LAS CONCENTRACIONES EXACTAS DE CADA UNA DE LAS SOLUCIONES VALORADAS. 7.1.1) Valoración de la solución de NaOH con Biftalato: Se realizó 3 valoraciones para obtener con exactitud la normalidad de la base, donde el promedio de la masa de biftalato y el promedio del volumen gastado de NaOH fue respectivamente: 0,2230 g y 10,98 mL. ¿ Eq−g NaOH =¿ Eq−g Biftalato Nc NaOH x Vg NaOH =

W biftalato Peq biftalato

Nc NaOH=

W biftalato Peq biftalato x Vg NaOH

Nc NaOH=

0.2230 g 0.20422 x 10.98 ml

Nc NaOH =0.0994 N

7.1.2) Valoración de la solución de HCl (5mL) con NaOH Se realizó 3 valoraciones para obtener con exactitud la normalidad del ácido, donde el promedio del volumen gastado de NaOH fue 4,96 mL. ¿ Eq−g HCl=¿ Eq−g NaOH Nc HCl x V HCl=Nc NaOH x Vg NaOH

Nc HCl=

Nc NaOH x Vg NaOH V HCl

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14 Nc HCl=

0.0994 x 4,96 ml 5 ml

Nc HCl=0.0987 N

7.1.3) Valoración de la solución de HAc (5 mL) con NaOH Se realizó 3 valoraciones para obtener con exactitud la normalidad del ácido, donde el promedio del volumen gastado de NaOH fue 5,46 mL. ¿ Eq−g HAc=¿ Eq −g NaOH Nc HAc x VHAc=Nc NaOH x Vg NaOH

Nc HAc=

Nc NaOH x Vg NaOH V HAc

Nc HAc=

0.0994 x 5.46 ml 5 ml

Nc HAc=0.11 N

7.1.4) Valoración de la solución de NH4OH (3 ml) con HCl Se realizó 3 valoraciones para obtener con exactitud la normalidad de la base, donde el promedio del volumen gastado de HCl fue 2,50 mL. ¿ Eq−g N H 4 OH =¿ Eq−g HCl Nc N H 4 OH x V N H 4 OH = Nc HCl x Vg HCl

Nc NH 4 OH =

Nc HCl x Vg HCl V NH 4 OH

Nc NH 4 OH =

0.0987 x 2.5 ml 3 mL

Nc NH 4 OH =0.0819 N

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15 7.2) CALCULO DEL PH TEORICO Y EL PORCENTAJE DE ERROR DE CADA UNA DE LAS SOLUCIONES VALORADAS 7.2.1) Para el CH3COOH: CH3COOH Inicial

0.111

Reacción Formación

----

+

CH3COO----

X

----

----

----

X

X

0.111−X

X

X

_

Final

H+



_

−¿ ¿ C H 3 CO O ¿ +¿ ¿ H ¿ ¿ K a=¿ 1.75 x 1 0−5=

[ X ][ X ] [0.111− X ]

+ ¿¿ H ¿ [ X ]=¿ pH=− log[1.385 x 1 0−3] pH=2.86

%Error=¿

2.86−2.62 ∨x 100 2.88

%Error=8.33 %

7.2.2) Para el NH4OH:

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16 NH4OH Inicial

0.0819

Reacción Formación

_

Final



NH4+

+

OH-

----

----

X

----

----

----

X

X

0.0819− X

X

_ X

−¿ OH ¿ ¿ +¿ ¿ NH 4 ¿ ¿ K b=¿

[ X] [ X ]

−5

1.75 x 1 0 =

[0.0819−X ]

[ X] =1.322 x 1 0−3 −¿ ¿ OH ¿ [ X ] =¿ −¿ ¿ OH ¿ pOH=−log ¿ pOH=−log [ 1.322 x 1 0−3 ] pOH=2.91 pOH + pH =14 pH=14 −2.91 pH=11.08

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17 %Error=¿

11.08− 11.49 ∨x 100 11.08

%Error=3.70 %

7.2.3) Para el Buffer Ácido: CH3COONa



Na+

CH3COO-

+

Inicial

0.1

----

----

Reacción

0.1

----

----

----

0.1

0.1

----

0.1

0.1

Formación

_

Final

_

-

El Na+ no reacciona por ende no afecta al equilibrio

-

Los iones CH3COO+ están presentes tanto en CH3COONa como en CH3COOH por lo tanto es un ion común que afecta al equilibrio.

CH3COOH



H+

+

CH3COO-

Inicial

0.1

0.1

----

Reacción

X

----

----

----

X

X

0.1 - X