PHWP

Para hallar el ph teórico:

	NaOH	HCl	H 2 SO 4	NH 4 OH	HAc
Wbiftalato	0,9921
Vol.solución
Vol.Valorante
Ncorregida

Obtención De Ph Básico Obtención De Ph Acido

1.- Sol. NaOH pH = 1.- HCl pH =

2.- Sol. NH 4 OH pH = 2.- H 2 SO 4 pH =

3.- Sol.NH 4 Cl+NH 4 OH 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 NH 4 OH y la mezcla de NH 4 Cl y NH 4 OH 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 H 2 SO 4 y NH 4 OH. 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

Presión (mmHg)	Temperatura (ºC)	Humedad
756	21	88%

Valoracion Del NaOH 0.1 N

Peso del biftalato de potasio = 0.1720 gr

Volumen gastado de NaOH = 9.0 ml

Indicador utilizado: Fenoftaleína

Valoracion De HCl, CH 3 COOH, H 2 SO 4 con NaOH

Solución	V. ácido (ml)	V g NaOH (ml)
HCl 0.1	10	9.8
CH 3 COOH 0.1	10	10.2
H 2 SO 4 0.1	10	10.5
Indicador utilizado: Fenoftaleína

Valoracion Del NH 4 OH con HCl

NH 4 OH 0.05	V (ml) NH 4 OH = 10 ml
HCl 0.0917	V (ml) HCl = 5.7 ml
Indicador utilizado: Rojo de metilo

Concentraciones De Las Soluciones

Solución	Normalidad	Molaridad
NaOH	0.0936	0.0936
HCl	0.0917	0.0917
CH 3 COOH	0.0955	0.0955
H 2 SO 4	0.0983	0.0492
NH 4 OH	0.0523	0.0523

Medidas Experimentales Y Teoricas Del PH

Muestras en solucion	T (ºC)	PH exp.	PH teórico	% error
CH 3 COOH + CH 3 COONa	23	4.26	4.78	10.88
CH 3 COOH	23	2.59	2.89	10.38
H 2 SO 4	23	1.496	1.21	20.66
NH 4 OH	22	10.02	10.98	8.74
HCl	23	1.25	1.04	20.19
NaOH	23	12.11	12.97	6.63

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. NaOH

Entonces: W BIFTALATO = N x V NaOH

Peq. BIFTALATO

Reemplazando: 0.1720 = N x (9.0x10 -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. NaOH

N x V HCl = N x V NaOH

Reemplazando: 10 x 10 -3 x N = 0.0936 x 9.8 x 10 -3

Entonces: Normalidad del HCl = 0.0917 = M

Cálculo de la concentración del H 2 SO 4 :

• Volumen de H 2 SO 4 utilizado = 10..0 ml.

• Volumen gastado de NaOH = 10.5 ml.

Sabemos que: # Eq. H2SO4 = # Eq. NaOH

N x V H2SO4 = N x V NaOH

Reemplazando: 10 x 10 -3 x N = 0.0936 x 10.5 x 10 -3

Entonces: Normalidad del H 2 SO 4 = 0.0983 = N

Molaridad del H 2 SO 4 = 0.0492 = M

Cálculo de la concentración del CH 3 COOH :

• Volumen de CH 3 COOH utilizado = 10..0 ml.

• Volumen gastado de NaOH = 10.2 ml.

Sabemos que: # Eq. CH3COOH = # Eq. NaOH

N x V CH3COOH = N x V NaOH

Reemplazando: 10 x 10 -3 x N = 0.0936 x 10.2 x 10 -3

Entonces: Normalidad del CH 3 COOH = 0.0955 = M

Cálculo de la concentración del NH 4 OH:

• Volumen de NH 4 OH utilizado = 10..0 ml.

• Volumen gastado de HCl = 5.7 ml.

Sabemos que: # Eq. NH4OH = # Eq. HCl

N x V NH4OH = N x V HCl

Reemplazando: 10 x 10 -3 x N = 0.0917 x 5.7 x 10 -3

Entonces: Normalidad del NH 4 OH = 0.0523 = M

Preparación de la solución de CH 3 COOH 0.1 N con CH 3 COONa 0.1 N

N CH3COOH (conc) = 17.4 N

# Eq. ac. concentrado = # Eq. Solución

W ACETATO = N x V Solución

Peq. ACETATO

W 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 CH 3 COOH, 0.1 N en CH 3 COONa

Se utiliza la concentración conocida (valorada), del CH 3 COOH = 0.0955

Rxs: CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + (disociación de la sal)

0.1 0.1 0.1

CH 3 COOH CH 3 COO - + 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 CH 3 COOH encontrado en tabla es igual a: Ka = 1.75 x 10 –5

Entonces 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 CH 3 COOH:

Rx:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H + (disociación del ácido)

La constante:

Ka = x 2 .

(0.0955 – x)

Se desprecia el valor de x por ser muy pequeño. El valor de Ka para el CH 3 COOH encontrado en tabla es igual a: Ka = 1.75 x 10 –5

Entonces en la ecuación. 1.75 x 10 –5 x 0.0955 = x 2 = H +

Pero se sabe que: pH = - log H +

pH = - log (0.0955 x 1.75 x 10 –3 ) 1/2

El 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 –5

Entonces en la ecuación. 1.75 x 10 –5 x 0.0523 = x 2 = OH -

Pero se sabe que: pOH = - log OH -

pOH = - log (9.567 x 10 -4 )

El pH del NH 4 OH teórico es: pOH = 3.02

pH = 10.98

El pH del NH 4 OH 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 H 2 SO 4 :

Rxs: H 2 SO 4 HSO 4 - + H +

0.0492 0.0492 0.0492

HSO 4 - SO 4 - - + 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 H 2 SO 4 encontrado en tabla es igual a: Ka = 1.26 x 10 –2

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 H 2 SO 4 teórico es: pH = 1.21

El pH experimental del H 2 SO 4 : 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

P ( mm Hg )	756
Tº ( ºC )	25
% HUMEDAD	97

TABLA # 4.2: Datos para obtener la Titulación del ácido

Pesos de Sustancia	(gr)
Biftalato de Sodio	0,9921
Cloruro de amonio	0,5349
Acetato de sodio	0,8203

TABLA # 3.3 : Obteniendo la Normalidades.

	NaOH	HCl	H 2 SO 4	NH 4 OH	HAc
Nteórica	0,5	0,5	0,05	0,05	0,1
Ncorregida	0,458	0,4122	0,044	0,0680	0,0843

TABLA # 4.4 : Determinando el pH experimental

Soluciones	pH teo.	pH exp.	% Error
NaOH	13,66	13,25	3,00
NH 4 OH	11,04	11,23	-1,72
NH 4 Cl + NH 4 OH		8,07
HAc + NaAc		5,32
CH 3 COOH	2,920	2,67	8,56
H 2 SO 4	2,07	1,56	24,64
HCl	0,385	0,38	1,29

6. Ejemplo De Calculos

Calculando la normalidades corregidas de cada sustancia.

Para el NaOH 0,1N :

W biftalato = 0,9921 g

V NaOH = 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 / V NaOH

Normalidad de la soda = 0,00457997 Eq-gr / 00106 l

Normalidad de la soda = 0,45830 N

N corregida NaOH = 0,458 N

Para el HCl 0,5 N :

N c NaOH = 0,458 N

Volumen de NaOH desplazado = 9 ml

Alicuota de HCl tomado = 10 ml

N NaOH * V NaOH = N HCl * V HCl

N corregida HCl = N NaOH *V NaOH / V HCl = 0,458*9/10

N c HCl = 0,4122 N

Para el H 2 SO 4 0,05 N :

N c NaOH = 0,458 N

Volumen de NaOH desplazado = 2,4 ml

Alicuota de H 2 SO 4 tomado = 25 ml

N NaOH * V NaOH = N H2SO4 * V H2SO4

N corregida H2SO4 = N NaOH *V NaOH / V H2SO4 = 0,458*2,4 / 25

N c H2SO4 = 0,044 N

Para el NH 4 OH 0,05 N :

N c HCl = 0,044 N

Volumen de HCl desplazado = 3,3 ml

Alicuota de NH 4 OH tomado = 20 ml

N HCl * V HCl = N NH 4 OH * V NH 4 OH

N corregida NH 4 OH = N HCl *V HCl / V NH 4 OH = 0,458*3,3 / 20

N c HCl = 0,068013 N

Para el HAc 0,1 N :

N c NaOH = 0,458 N

Volumen de NaOH desplazado = 9 ml

Alicuota de HAc tomado = 10 ml

N NaOH * V NaOH = N HAc * V HAc

N corregida HAc = N NaOH *V NaOH / V HAc = 0,458*9/10

N c 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 : N c HAc = 0,0843 N

HC 2 H 3 O 2 = H + + C 2 H 3 O 2

0,0843 --- ---

X --- ---

---- X X

----------------------------

(0,0843-X) X X

K i HAc = 1,75 * 10 -5

K i HAc = 1,75 * 10 -5 = X 2 /(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:

H 2 SO 4 = 2 H + + SO 4=

0,044 --- ---

X --- ---

---- X X

----------------------------

(0,044 - X) X X

K i = 1,26 * 10 -2

K i = 1,26 * 10 -2 = X 2 /(0,044 - X)

X 2 + (0,044 + 0,0126)X -0,126*0,044

X 2 + (0,05660)X -5,44*10 -4 = 0

X = [ -b + Ö (b 2 - 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

NaC 2 H 3 O 2 = Na + + C 2 H 3 O 2

HC 2 H 3 O 2 = H + + C 2 H 3 O 2

17,4 --- ---

X --- ---

---- X X

----------------------------

(17,4 - X) X X

K i = 1,26 * 10 -2

K i = 1,26 * 10 -2 = X 2 /(17,4 - X)

X 2 + (17,4 + 0,0126)X -0,126*17,4

X 2 + ( )X - , *10 -4 = 0

X = [ -b + Ö (b 2 - 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

NH 4 Cl = NH + 4 + Cl -

NH 4 OH = NH 4 + + OH -

14,7 --- ---

X --- ---

---- X X

----------------------------

(14,7 - X) X X

K i = 1,76 * 10 -5

K i = 1,76 * 10 -5 = X 2 /(14,7 - X)

X 2 + (14,7 + 0,0000176)X -0,126*14,7

X 2 + ( )X - , *10 -4 = 0

X = [ -b + Ö (b 2 - 4*a*c)] / 2*a

X = * 10 -3

[H + ] = Luego pH = -log[H + ] =

Entonces : pH =

g) Para hidróxido de amonio :

NH 4 OH = NH 4 + + OH -

14,7 --- ---

X --- ---

---- X X

----------------------------

(14,7 - X) X X

K i = 1,76 * 10 -5

K i = 1,76 * 10 -5 = X 2 /(14,7 - X)

X 2 + (14,7 + 0,0000176)X -0,126*14,7

X 2 + ( )X - , *10 -4 = 0

X = [ -b + Ö (b 2 - 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 H 2 SO 4 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 = -log 10 K w

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, K w =1*10 -14 y - log 10 K w =-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.