INTRODUCCION

El pH es el término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. Se define como el menos

logaritmo de la concentración de iones hidrógeno.

Usualmente la química fisiológica de los organismos vivos tiene límites muy específicos de pH. En nuestras vidas modernas, prácticamente se ha probado en

algún momento el pH de todo lo que usamos, es decir, en algún punto se efectúa una medición del pH del agua del grifo con la que nos cepillamos los dientes, el papel

sobre el que escribimos, los alimentos que comemos o las medicinas que tomamos, la ropa que nos ponemos por citar los ejemplos más evidentes.

La importancia del pH radica en que la acidez y la basicidad desempeñan un papel fundamental en el comportamiento de ciertos sistemas químicos, biológicos,

geológicos; ya sea para el funcionamiento adecuado de las enzimas en el sistema digestivo o los glóbulos blancos en el torrente sanguíneo.

Existen varias maneras de medir el pH. La más simple consiste en emplear un indicador ácido-base, una sustancia que presenta coloraciones bien definidas

dependiendo de la acidez de la solución. Otro método es utilizando un aparato llamado pH-metro (pehachímetro). Éste no hace otra cosa que medir una corriente eléctrica en una solución; ya que la acidez (o la basicidad) de una sustancia está estrechamente ligada con la concentración de cierto ión, también estará relacionada con la corriente

eléctrica que se puede generar en dicha sustancia, dado algún voltaje.

Como vemos la determinación de pH es de mucha importancia no solo en el laboratorio si no en la vida común, es por eso que presentamos este informe

esperando que sea de utilidad y agrado para el lector.

RESUMEN

El objetivo del siguiente informe es comprender de lo que se trata una medición potencio métrica de pH analizando las obtenciones de pH por medio de titulaciones y cálculos en el equilibrio químico de las distintas soluciones, para después corroborarlas con la medición del ph-metro. Así como también se observó el mecanismo de uso del ph-metro, su calibración, teniendo previamente el concepto de lo que dicho instrumento nos da como resultado(que es el nivel del pH).

Es de importancia además señalar que trabajamos a ciertas condiciones de temperatura, presión y humedad, que afectan de manera indirecta a los resultados de nuestra experiencia. Se trabajó a una presión de 756 mmHg, temperatura de 22º C y humedad al 92 %.

El pH es, en términos químicos, la concentración de iones hidrógeno en una disolución, pero de modo práctico podemos definirlo como la acidez de una disolución. Matemáticamente lo representamos como el menos logaritmo de la concentración de iones hidrógeno. El pH es una de las mediciones más comunes de laboratorio porque muchos procesos químicos dependen del pH. Con frecuencia, la velocidad o el ritmo de las reacciones químicas pueden ser alterados significativamente por el pH de la solución.

En esta experiencia, primero se halló las normalidades corregidas de varias soluciones (NH4OH, NaOH, HCl y CH3COOH), y luego se preparó 2 soluciones buffer, una básica (NH4OH 0.1 N y NH4Cl 0.1 N) y otra ácida (CH3COOH 0.1 N y CH3COONa 0.1 N). A cada solución se midió su potencial de hidrógeno usando el pH-metro, y luego se determinó el potencial teórico de estos, para luego compararlos y hallar sus porcentajes de error.

De los datos y cálculos obtenidos de la experiencia también podemos concluir la confiabilidad del instrumento ya que el porcentaje de error entre el instrumento y la medición por análisis químico, (y sus cálculos posteriores), fluctúa entre

Se recomienda tener mucho cuidado al hacer las titulaciones ya que estas determinan las concentraciones, así como también tomar un rango apropiado de calibración para cada solución analizada. Después del análisis respectivo de la experiencia se puede concluir que el pH es una función de la actividad de los iones hidronio en una solución más que de la concentración de la solución, esto nos indica que los cálculos realizados son meras aproximaciones de los resultados reales, no pueden dejar de tener ambigüedad.

PRINCIPIOS TEÓRICOS

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 acido, estos son: NaOH, KOH, CsOH, 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 disociación del electrolito.

Ácidos Debiles._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 poliproticos.

Bases Débiles._ Alcanzan el estado de equilibrio caracterizado por la constante de basicicidad (Kb). NH3, CH3NH2, etc.

EL PH: UNA FORMA DE MEDIR LA ACIDEZ

El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno (en mol/L).PH=- log [H+]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 ión hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas, a 25°C, pueden identificarse por sus valores de pH, como sigue:Disoluciones ácidas: [H+] > 1.0 x 10-7 M pH < 7 Disoluciones básicas: [H+] < 1.0 x 10-7 M pH > 7 Disoluciones neutras: [H+] = 1.0 x 10-7 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:POH=-log[OH-]

Ahora al considerar la constante del producto iónico del agua:[H+][OH-]=Kw=1.0x10-14Al tomar logaritmo negativo en ambos lados, obtenemos:PH+POH=14Esta ecuación nos proporciona otra forma de expresar la relación entre la concentración de los iones H+ y la concentración de los iones OH .ˉ

El pH-METRO

Para realizar las medidas potencimetricas es necesario el uso de un electrodo combinado el cual en contacto con la solución incognita produce un potencial que esta relacionado con el PH de la misma por medio de la ecuación de Nerst.

E=Eo- RTnF

lnaH+ = Eo +2.30

RTnF

PH

Este electrodo normalmente esta construido por elementos inertes de plata-cloruro,plata o mercurio y externamente de vidrio extremadamente sensible al PH, y esta 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.El electrodo para la medición de pH es un elemento relativamente caro, la siguiente foto es una versión económica del mismo con un gel interno en lugar del electrolito,

CALIBRACION

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. 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.

SOLUCIÓN AMORTIGUADORA O BUFFER

Una solución amortiguadora es aquella que resiste un cambio de pH aunque se le añada pequeña 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 basico.La operatividad del Buffer depende de :

El efecto del ion común y el principio de Lechatelier

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.Calculo del PH en una solución Buffer o amortiguadora (por formula):Buffer ácido:

PH= Pka +log[ sal ]

[acido ]Buffer básico:

POH= Pkb +log[sal ][base ]

Cálculo del ph en una solución Buffer o amortiguadora ( por método analítico):Este tipo de cálculo se basa en el efecto del ion común y se desarrollara en los cálculos.

DETALLES EXPERIMENTALES

A) MATERIALES Y REACTIVOS:

1. Materiales: Medidor de pH con electrodo de combinación, fiolas, buretas, vasos, erlenmeyers.

2. Reactivos: Soluciones reguladoras, ácido acético, hidróxido de amonio, cloruro de amonio, acetato de sodio, fenolftaleína, rojo de metilo, ácido clorhídrico, biftalato de potasio.

B) PROCEDIMIENTO:

1. Estandarización del pH-metro

Para realizar las medidas de pH de las soluciones, estandarizamos primero el instrumento, procedimiento que realizamos con soluciones reguladoras ó buffer estándar de pH neutro, ácido y básico.

2. Medida de pH de muestras

a) Se preparó 100 mL de cada una de las siguientes soluciones buffer:

- Ácida: 0.1 N en CH3COOH y 0.1 N en CH3COONa. - Básica: 0.1 N en NH4OH y 0.1 N en NH4Cl.

b) Se valoró las soluciones 0.1 N de NaOH, HCl, HAc usando fenolftaleína como indicador. Para valorar la soda, se usó biftalato de ácido de potasio como patrón primario. Así mismo, se valoró la solución de NH4OH con la solución de HCl, usando rojo de metilo como indicador, hasta cambio de color.

c) Se midió el pH de cada una de las soluciones preparadas en a), y de las soluciones de HAc, NH4OH, NaOH y HCl.

APÉNDICE

CUESTIONARIO

1.-Explique el Fundamento y Aplicación de las Titulaciones Potencio métricas.

Una de las aplicaciones más interesantes de los potenciales de electrodo es la titulación potenciometrica o titulación electrométrica, esto es, la determinación del punto final de una titulación en análisis cuantitativo por mediciones del potencial de un electrodo. Supongamos que se está titulando una solución normal de nitrato de plata por medio de una solución de cloruro de sodio; a mediad que la titulación avanza, el cloruro de plata precipita, y al concentración de los iones de plata que quedan en la solución disminuye constantemente. El potencial de un electrodo de plata, que en este caso actúa como electrodo indicador, varía en forma correspondiente. Al principio la variación de potencial es muy pequeña, puesto que una disminución de la concentración a la centésima parte altera el potencial solo en 0.118 voltio. No obstante, cuando se aproxima el punto de equivalencia de la titulación, la variación relativa de la concentración de los iones plata para una cantidad dada de cloruro de sodio agregada aumenta rápidamente; que se traduce en una variación rápida de potencial del electrodo de plata. El punto de equivalencia puede encontrarse, pues determinado la cantidad de solución agregada hasta la aparición del máximo en la variación del potencial del electrodo. En consecuencia se puede usar un electrodo de plata como indicador para el análisis cuantitativo para las soluciones de cloruros o de soluciones de cualquier anión que forme una sal de plata insoluble, por ejemplo, bromuro, ioduro, cianuro, tiocianato y fosfato. Pueden adaptarse otros electrodos de metal para el análisis de soluciones de otros aniones.

El método general consiste en encontrar un electrodo indicador en la solución a titular y combinarlo con un electrodo de referencia de potencial constante, por ejemplo un electrodo de calomel, formado así una pila completa.

2.-Indique las Características Resaltantes de los Electrodos de Vidrio y de Combinación.

Se ha encontrado experimentalmente que la diferencia de potencial que existe en la interfase de vidrio y una solución en la cual esta en contacto depende del pH de la solución.

El electrodo de vidrio esta formado por u tubo que termina en una ampolla de paredes delgadas, con este objeto se emplea un vidrio especial de punto de fusión relativamente bajo y elevada conductancia eléctrica. La ampolla contiene una solución de concentración de iones hidrogeno constante y un electrodo de potencial definido; generalmente se emplea un electrodo de AgCl (s) en ácido clorhídrico 0.1 molar, o un alambre de platino en una solución reguladora a pH 4.00 que contiene una pequeña cantidad de hidroquinona. La ampolla se introduce en la solución experimental B y el electrodo de vidrio resultante se combina con un electrodo de referencia, electrodo de calomel C, para formar la pila.

A causa de la elevada resistencia del vidrio, que es de 10 a 100 millones de ohm, se emplean con este fin, potenciómetros especiales con válvulas electrónicas. Existen en le comercio varios modelos de aparatos que permiten la determinación del potencial del electrodo de vidrio con una exactitud aproximada de 0.0005 voltios de 0.01 unidad de pH.

El electrodo de vidrio se puede emplear en soluciones acuosas de cualquier tipo, siempre que el pH este comprendido en le intervalo de 1 a 9; para los valores de pH superiores que llegan hasta 12, hay que recurrir a vidrios especiales.

Muchos electrodos tienen la referencia adaptada al mismo cuerpo del electrodo, a este tipo de electrodo se le denomina electrodo de combinación. Los electrodos de combinación brindan la, misma selectividad y respuesta que un sistema de semicelda, en muchos casos el electrodo de combinación proporciona un sistema optimizado para una aplicación, debido a que el sistema está diseñado específicamente para un solo sensor.

3.-Explique las Ecuaciones para Calcular el pH de Soluciones Buffer,Indicando las limitaciones para su Uso.

La solución reguladora es aquella que resiste al cambio de pH por la adición de ácido o álcali. Usualmente estas soluciones consisten en una mezcla de un ácido débil y su sal (base conjugada), o en una base débil y su sal (ácido conjugado).

Las soluciones reguladoras de pH conocido son muy útiles en muchos aspectos de la química, y el problema de su preparación es interesante. La concentración de iones hidrogeno de una solución reguladora formada por un ácido débil y su sal, esta dada con buena aproximación en el intervalo de pH desde 4 a 10 por la ecuación:

CH+≈Ka[acido ]

[sal ]

En realidad en sentido estricto, debería tomarse K’a en lugar de K pero como no se espera una gran exactitud, es preferible el uso de una constante tabulada. Tomando logaritmos y cambiando el signo a toda la expresión, se obtiene:

−logCH+≈−logKa+ log[sal ]

[acido ]

pH≈pKa+ log[sal ]

[acido ]

Por medio de la ecuación anterior conocida como ecuación de Henderson-Hasslbach es posible calcular el pH de una solución reguladora de concentración conocida; inversamente, se puede emplear esta expresión para preparar una solución de pH definido.