PHWP

Indice1. Datos Experimentales 2. Resumen 3. Tabulacion de datos y resultados 4. Calculos 5. Tabulacion De Datos Y Resultados 6. Ejemplo De Calculos 7. Conclusiones y recomendaciones 8. Bibliografia 

1. Datos Experimentales

Para hallar el ph teórico:

Obtención De Ph Básico Obtención De Ph Acido 1.- Sol. NaOH pH = 1.- HCl pH = 2.- Sol. NH4OH pH = 2.- H2SO4 pH = 3.- Sol.NH4Cl+NH4OH pH = 3.- HAc pH = 4.- HAc +NaAC pH

2. Resumen

La presente práctica tiene como objetivo realizar mediciones potenciométricas de pH de diferentes tipos de soluciones diluidas siguiendo el método de titulación con patrones y valorantes adecuados para determinar sus concentraciones y determinar luego el pH para compararlo con las medidas del pH-metro.

El laboratorio se encontraba a las condiciones de laboratorio Presión de 756 mmHg, Temperatura 23 ° C y % Humedad de 97 % .

En primer lugar procedimos a pesar el ácido acético, hidróxido de amonio, biftalato de potasio ; el primero y el segundo para preparar en soluciones de 0.1 N HAc y 0.5N NaOH y solución 0,05 N NH4OH y la mezcla de NH4Cl y NH4OH de 0,5349 g y 14,7N respectivamente; el tercero para hallar la normalidad corregida de NaOH y con esta corregir la normalidad del HCl y HAc y con ellas H2SO4 y NH4OH. Una vez corregida la normalidad, titulando para ello, usando la fenoltaleína y el rojo de metilo según sea el caso. Con estas concentraciones hallamos el pH teórico.

Ahora para hallar el pH experimental estandarizamos en primer lugar el instrumento, lo cual se hace con una sustancia reguladora con un buffer ácido y en seguida para las soluciones ácidas regulandola con un buffer ácido y en seguida para las soluciones básicas, regulándolas con un buffer básico, antes de esto regulando la temperatura, en nuestro caso 23° C y siendo en todo momento que el bulbo este completamente sumergido en la solución.

Nuestra principal conclusión es la aproximación eficaz del pH-metro el cual se refleja en los porcentajes de error tan bajos.

3. Tabulacion de datos y resultados

Condiciones de laboratorio

Valoracion Del NaOH 0.1 N

Valoracion De HCl, CH3COOH, H2SO4 con NaOH

Valoracion Del NH4OH con HCl

Concentraciones De Las Soluciones

Medidas Experimentales Y Teoricas Del PH

4. Calculos

Determinar las concentraciones exáctas de cada una de las soluciones valoradas en 4.2 b) Primero se valora la soda usando como patrón primario el biftalato de potasio:

• Peso de biftalato de potasio = 0.1720 gr
• Volumen gastado de NaOH en la valoración = 9.0 ml

Se cumple que: # Eq. biftalato (ac) = # Eq. NaOHEntonces: W BIFTALATO = N x V NaOH Peq.BIFTALATOReemplazando: 0.1720 = N x (9.0×10-3) 204.2 Entonces: Normalidad del NaOH = 0.0936 = M

Cálculo de la concentración del HCl 0.1 N

• Volumen de HCl utilizado = 10.0 ml.
• Volumen gastado de NaOH = 9.8 ml.
• Normalidad del NaOH = 0.0936

Sabemos que: # Eq. HCl = # Eq. NaOHN x V HCl = N x V NaOHReemplazando: 10 x 10-3 x N = 0.0936 x 9.8 x 10-3Entonces: Normalidad del HCl = 0.0917 = M

Cálculo de la concentración del H2SO4:

• Volumen de H2SO4 utilizado = 10..0 ml.
• Volumen gastado de NaOH = 10.5 ml.

Sabemos que: # Eq. H2SO4 = # Eq. NaOHN x V H2SO4 = N x V NaOHReemplazando: 10 x 10-3 x N = 0.0936 x 10.5 x 10-3Entonces: Normalidad del H2SO4 = 0.0983 = N Molaridad del H2SO4 = 0.0492 = M

Cálculo de la concentración del CH3COOH:

• Volumen de CH3COOH utilizado = 10..0 ml.
• Volumen gastado de NaOH = 10.2 ml.

Sabemos que: # Eq. CH3COOH = # Eq. NaOHN x V CH3COOH = N x V NaOHReemplazando: 10 x 10-3 x N = 0.0936 x 10.2 x 10-3Entonces: Normalidad del CH3COOH = 0.0955 = M

Cálculo de la concentración del NH4OH:

• Volumen de NH4OH utilizado = 10..0 ml.
• Volumen gastado de HCl = 5.7 ml.

Sabemos que: # Eq. NH4OH = # Eq. HClN x V NH4OH = N x V HClReemplazando: 10 x 10-3 x N = 0.0917 x 5.7 x 10-3Entonces: Normalidad del NH4OH = 0.0523 = M

Preparación de la solución de CH3COOH 0.1 N con CH3COONa 0.1 N

N CH3COOH (conc) = 17.4 N# Eq. ac. concentrado = # Eq. SoluciónW ACETATO = N x V SoluciónPeq.ACETATOW ACETATO = (0.1) (0.1 L) (82 gr) W ACETATO = 0.82 gr.

Luego se tomó un volumen V = 0.6 ml del ácido acético (concentrado), con 0.82 gr de acetato de sodio y se enrazó hasta 100 ml en una fiola. Usando las concentraciones exactas, calcule el PH teórico de cada una de las soluciones cuyo PH midió y el % de error.

Primero cálculo del PH de la solución Buffer (reguladora) 100 ml de solución que sea 0.1 N en CH3COOH, 0.1 N en CH3COONa Se utiliza la concentración conocida (valorada), del CH3COOH = 0.0955 Rxs: CH3COONa CH3COO – + Na + (disociación de la sal) 0.1 0.1 0.1 CH3COOH CH3COO – + H + (disociación del ácido)

La constante de ionización del ácido acético tiene la forma. Ka = ( x ) (0.1+x)(0.0955 – x)

Se desprecia el valor de x por ser muy pequeño. El valor de Ka para el CH3COOH encontrado en tabla es igual a: Ka = 1.75 x 10 –5Entonces en la ecuación. 1.75 x 10 –5 x 0.0955 = 0.1 x X 1.671 x 10 –5 = H +

Pero se sabe que: pH = – log H + PH = – log (1.671 x 10 –5) El pH de la solución buffer teórico es: pH = 4.78 El pH experimental (con el medidor de pH): pH = 4.26 Entonces: % error = 4.78 – 4.26 x 100 4.78 Entonces: % error = 10.88%

Cálculo del pH de la solución de CH3COOH: Rx: CH3COOH CH3COO – + H + (disociación del ácido) La constante: Ka = x2 .(0.0955 – x)

Se desprecia el valor de x por ser muy pequeño. El valor de Ka para el CH3COOH encontrado en tabla es igual a: Ka = 1.75 x 10 –5Entonces en la ecuación. 1.75 x 10 –5 x 0.0955 = x2 = H +Pero se sabe que: pH = – log H + pH = – log (0.0955 x 1.75 x 10–3)1/2El pH del ácido acético teórico es: pH = 2.89 El pH del ácido acético experimental es: pH = 2.59 Entonces: % error = 2.89 – 2.59 x 100 2.89 Entonces: % error = 10.38%

Se desprecia el valor de x por ser muy pequeño. El valor de Kb encontrado en tabla es igual a: Kb = 1.75 x 10 –5Entonces en la ecuación. 1.75 x 10 –5 x 0.0523 = x2 = OH –Pero se sabe que: pOH = – log OH – pOH = – log (9.567 x 10-4) El pH del NH4OH teórico es: pOH = 3.02 pH = 10.98 El pH del NH4OH experimental es: pH = 10.02 Entonces: % error = 10.98 – 10.02 x 100 10.98 Entonces: % error = 8.74%

Cálculo del pH de la solución del H2SO4: Rxs: H2SO4 HSO4 – + H + 0.0492 0.0492 0.0492 HSO4 – SO4 – – + H + Inicio 0.0492 – 0.0492 Disociados x – – Formados – x x Equilibrio (0.0492 – x) x (0.0492 + x)

La constante Ka = ( x ) (0.0492 + x)(0.0492 – x)

Se desprecia el valor de x por ser muy pequeño. El valor de Ka para el H2SO4 encontrado en tabla es igual a: Ka = 1.26 x 10 –Entonces en la ecuación. 1.26 x 10 –2 x 0.0492 = (0.0492) X 1.26 x 10 –2 = X Sabemos: – log (0.0492 + X) = pH Luego: pH = – log (0.0492 + 1.26 x 10-2)

El pH del H2SO4 teórico es: pH = 1.21 El pH experimental del H2SO4: pH = 1.46 Entonces: % error = 1.21 – 1.46 x 100 1.21 Entonces: % error = 20.66%

Cálculo del pH de la solución de HCl: Rx. HCl H + + Cl – Pero sabemos que: HCl = H + = 0.0917 Además que: pH = – log H +Entonces: pH = – log (0.0917) El pH teórico del HCl es: pH = 1.04 El pH experimental del HCl es: pH = 1.25

Entonces: % error = 1.04 – 1.25 x 100 1.04 El porcentaje de error es: % error = 20.19% Cálculo del pH de la solución de NaOH:

Rx. NaOH Na + + OH – Pero sabemos que: NaOH = OH – = 0.0936 Además que: pOH = – log OH –Entonces: pOH = – log (0.0936) El pH teórico del NaOH es: pH = 12.97 El pH experimental del NaOH es: pH = 12.11

Entonces: % error = 12.97 – 12.11 x 100 12.97 El porcentaje de error es: % error = 6.63%

Observación: Los pH teóricos de las soluciones de HCl y NaOH se pueden hallar directamente de la concentración total de estas, debido a que estas soluciones

5. Tabulacion De Datos Y Resultados

TABLA # 4.1 : Condiciones De Laboratorio

TABLA # 4.2: Datos para obtener la Titulación del ácido

TABLA # 3.3 : Obteniendo la Normalidades.

TABLA # 4.4 : Determinando el pH experimental

6. Ejemplo De Calculos

Calculando la normalidades corregidas de cada sustancia. Para el NaOH 0,1N : Wbiftalato = 0,9921 g VNaOH = 106 ml = 0.0106 l #Eq-gr biftalato = W biftalato / Peso Eq.biftalato #Eq-gr biftalato = 09921 g /20424 Eq-gr/g #Eq-gr biftalato = 0,00457997

Normalidad de la soda = #Eq-gr biftalato / VNaOH Normalidad de la soda = 0,00457997 Eq-gr / 00106 l Normalidad de la soda = 0,45830 N Ncorregida NaOH = 0,458 N Para el HCl 0,5 N : Nc NaOH = 0,458 N Volumen de NaOH desplazado = 9 ml Alicuota de HCl tomado = 10 ml NNaOH * VNaOH = NHCl * VHClNcorregida HCl = NNaOH*VNaOH / VHCl = 0,458*9/10 Nc HCl = 0,4122 N

Para el H2SO4 0,05 N : Nc NaOH = 0,458 N Volumen de NaOH desplazado = 2,4 ml Alicuota de H2SO4 tomado = 25 ml NNaOH * VNaOH = NH2SO4 * VH2SO4Ncorregida H2SO4 = NNaOH*VNaOH / VH2SO4 = 0,458*2,4 / 25 Nc H2SO4 = 0,044 N

Para el NH4OH 0,05 N : Nc HCl = 0,044 N Volumen de HCl desplazado = 3,3 ml Alicuota de NH4OH tomado = 20 ml NHCl * VHCl = N NH4OH * V NH4OH Ncorregida NH4OH = NHCl*VHCl / V NH4OH = 0,458*3,3 / 20 Nc HCl = 0,068013 N

Para el HAc 0,1 N : Nc NaOH = 0,458 N Volumen de NaOH desplazado = 9 ml Alicuota de HAc tomado = 10 ml NNaOH * VNaOH = NHAc * VHacNcorregida HAc = NNaOH*VNaOH / VHAc = 0,458*9/10 Nc HAc = 0,0843 N

Cálculando el pH teórico: a) Para NaOH : NaOH = Na+ + OH-0,458 0,458 0,458 [ OH- ] = 0,458 Luego pOH = -log[OH-] = 0,33913 Como pOH + pH = 14 , Entonces : pH = 13,66

b) Para HCl : HCl = H+ + Cl-0,4122 0,4122 0,4122 [ H+ ] = 0,4122 Luego pH = -log[H+] = 0,3849 Entonces : pH = 0,3849

c) Para ácido acético : Nc HAc = 0,0843 N HC2H3O2 = H+ + C2H3O20,0843 — — X — — —- X X —————————- (0,0843-X) X X Ki HAc = 1,75 * 10-5 Ki HAc = 1,75 * 10-5 = X2 /(0,0843-X) Donde X = 0,0012059 [H+] = 0,0012059 Luego pH = -log[H+] = 2,92 Entonces : pH = 2,92

d) Para ácido sulfúrico 0,044 N: H2SO4 = 2 H+ + SO4=0,044 — — X — — —- X X —————————- (0,044 – X) X X Ki = 1,26 * 10-2 Ki = 1,26 * 10-2 = X2 /(0,044 – X) X2 + (0,044 + 0,0126)X -0,126*0,044 X2 + (0,05660)X -5,44*10-4 = 0 X = [ -b + Ö (b2 – 4*a*c)] / 2*a X = 8,5145 * 10-3[H+] = 0,00851 Luego pH = -log[H+] = 2,06989 Entonces : pH = 2,07

e) Para ácido acético + acetato de sodio: W acetato de sodio = 0,8203 g NaC2H3O2 = Na+ + C2H3O2HC2H3O2 = H+ + C2H3O217,4 — — X — — —- X X —————————- (17,4 – X) X X Ki = 1,26 * 10-2 Ki = 1,26 * 10-2 = X2 /(17,4 – X) X2 + (17,4 + 0,0126)X -0,126*17,4 X2 + ( )X – , *10-4 = 0 X = [ -b + Ö (b2 – 4*a*c)] / 2*a X = * 10-3[H+] = Luego pH = -log[H+] = Entonces : pH =

f) Para hidróxido de amonio + cloruro de amonio: W cloruro de amonio = 0,5349 g

NH4Cl = NH+4 + Cl-NH4OH = NH4+ + OH-14,7 — — X — — —- X X —————————- (14,7 – X) X X Ki = 1,76 * 10-5 Ki = 1,76 * 10-5 = X2 /(14,7 – X) X2 + (14,7 + 0,0000176)X -0,126*14,7 X2 + ( )X – , *10-4 = 0 X = [ -b + Ö (b2 – 4*a*c)] / 2*a X = * 10-3[H+] = Luego pH = -log[H+] = Entonces : pH =

g) Para hidróxido de amonio : NH4OH = NH4+ + OH-14,7 — — X — — —- X X —————————- (14,7 – X) X X Ki = 1,76 * 10-5 Ki = 1,76 * 10-5 = X2 /(14,7 – X) X2 + (14,7 + 0,0000176)X -0,126*14,7 X2 + ( )X – , *10-4 = 0 X = [ -b + Ö (b2 – 4*a*c)] / 2*a X = * 10-3[H+] = Luego pH = -log[H+] = Entonces : pH =

Calculando los porcentjaes de error : Para la solución de NaOH: pH teorico = pH experimental = % error = [pH teo – pH exp.]*100 ———————- pH teo % error = (13,66-13,25)*100/13,66 % error = 3 %

Analisis Y Discusion De Resultado En la presente práctica referida a la determinación del pH por el método de medida potencimétrica y el uso del pH-metro donde observamos los errores permitidos, sin embargo para el H2SO4 existe un error bastante alto por lo que nos indica que hubo algún error al momento de medir el pH experimetal , regulándose de manera incorrecta, pero también hubo error al momento de la titulación para la correción de la normalidad de estas soluciones, u otro error pudo haberse cometido al momento de realizar cálculos .

7. Conclusiones y recomendaciones

Conclusiones. La ecuación para la suma de pH y pOH es : pH + pOH = -log10 Kw lo cual debe ser para cualquier solución acuosa y de aquí que cuando el pH de la solución asciende el pOH debe disminuir y viceversa. Ahora a 25° C, Kw =1*10-14 y – log10Kw=-14. A esta temperatura tendremos el pH + pOH =14, y la solución neutro tiene un pH de siete. Los valores menores de este número indican acides y dos mayores basicidad. El pH-metro de Beckman Zeromatic, es un buen medidor de pH si se le estandariza adecuadamente, graduandolo la temperatura de trabjo de 22° C, lo cual se puede observar en la mayoría de sustancias que hemos medido su pH arrojando errores que son permitidos, claro esta decir excepto el ácido sulfúrico.

Recomendaciones Antes de empezar a trabajar todo el material de vidrio debe estar limpio y seco. Se debe trabajar con volumenes precisos de cada componente por lo que se recomienda usar adecuadamente las pipetas. Realizar correctamente las titulaciones, viendo el color rosa-grosella con la fenoltaleína y naranja con el rojo de metilo según se indique moviéndose constantemente la solución. Standarizar el pH-metro con soluciones Buffer ácidas y básicas para las soluciones ácidas y básicas respectivamente graduándose la temperatura de la solución y teniendo presente que el bulbo debe estar completamente sumergido dentro de la solución.

8. Bibliografia

AUTOR : MARON SAMUEL HERBERT CARL F. BRUTTON TITULO : "FUNDAMENTOSDE FISICOQUIMICA" EDITORIAL LIMUSA MEXICO. EDICION : 11° reimpresión. PAGS : 351-355-367-369. AUTOR : AYRES, GILBERTH TITULO : "ANALISI QUIMICO CUANTITATIVO" EDITORIAL HERPERRY Y ROV LATINOAMERICANA – MEXICO. EDICION : TERCERA VOLUMEN I.1976 PAGS : AUTOR : DOUGLAS A. SKOOG TITULO : DONALD M. WEST EDITORIAL Mc GRAW-HILL. MEXICO EDICION : CUARTA .Nov.1994 PAGS : 380-653;187 AL 210;115-176-187 AL 191 354 AL 388.

Autor:

Rodney Pujada