Determinación del PH

UNIVERSIDAD PERUANA
CAYETANO HEREDIA
FACULTAD DE CIENCIAS Y FILOSOFÍA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA GENERAL II
INFORME DE LABORATORIO:
DETERMINACIÓN DEL pH
ALUMNOS:
2001
INTRODUCCIÓN
El objetivo de la práctica es determinar experimentalmente el pH de una solución mediante el método
colorimétrica y saber utilizar este dato en el cálculo de las constantes de disociación. En este
experimento se preparan varias soluciones de pH conocido y se hallaron las coloraciones que son
características de algunos indicadores en soluciones de diferentes pH. Esta información usada, para
determinar las constantes de disociación del amoniaco y ácido 0.05 M.
Con el fin de discutir los problemas que acabamos de plantear, conviene emplear una escala de
concentraciones diferentes de la que hemos venido utilizando. La escala que vamos a definir recibe el
nombre de escala de pH y fue propuesta por vez primera por el bioquímico S.P.L Sorensen en 1909
inicialmente fue introducida para expresar de formas mas cómoda las concentraciones de H3O+, pero
su utilidad se ha extendido mucho mas al tratar de los ácidos débiles hemos visto que la concentración
de los iones H3O+ de sus disoluciones acuosas es frecuentemente muy pequeña, por ejemplo 10−4 moles
/ litro estás potencias negativas de 10 suelen ser incómodas hasta desde el punto de vista tipográfico,
estando expuestas a confusión. Por ello entre otras razones, Sorensen reemplazó las (H3O+) por lo que
llamó el pH de la disolución. Esta cantidad se define de la forma siguiente:
PH = −log [H3O+]
Y así, en una disolución en la que (H3O+) es igual a 10−4 moles / litro será log10(H3O+) = log10−4 = −4
y por tanto pH = 4.
TEORÍA
Concepto del pH: El pH es la medida convencional de la actividad de los hidrogeniones, esto es, de la
acidez o alcalinidad de una solución. Cuando el agua pura se disocia, se producen simultáneamente, y
en igual número, iones de hidrógenos (H+) y de oxidrilos (OH−), de tal modo que para cualquier
temperatura se cumple la relación que indicamos:
K = {[H+].[OH−] / [H2O]}
1
En la cual K es una cantidad constante, y en la que [H+] y [OH−] representan las concentraciones de los
iones H+ y OH−. El valor de K, determinado por procedimientos diversos y a la temperatura de 20o C,
es muy aproximado a 10−14 por litro y como el agua pura es eléctricamente neutra, en un litro de ella
habrá pues 10−7 gramos − iones de H+ y otros tantos de iones OH−. Como un litro de agua pura
contiene 1.000 : 18 = 55,555... moles de H2O, de ellas sólo 10−7 disociadas, resulta que en cada 555
millones de moléculas de agua, únicamente existe una de ellas (18 gramos) totalmente disociada, lo cual
explica la resistencia opuesta por el agua pura al paso de la corriente eléctrica. Si al agua se le adiciona
un ácido, el número de iones H+ (que vendrá expresada por 10−6, 10−5... 10−1) se elevará y el de iones
OH− disminuirá proporcionalmente pues éstos se combinan con los hidrogeniones que se adicionan y
forman moléculas de agua no ionizadas, e inversamente ocurre cuando se adiciona al agua pura una
disolución básica o alcalina, en la cual predominan los hidroxiliones OH−.
Resulta, pues, que:
Una solución es ácida cuando es [H+] > [OH−]
Una solución es neutra cuando es [H+] = [OH−]
Una solución es básica cuando es [H+] < [OH−]
Representando [H+] y [OH−] las concentraciones de hidrogeniones e hidroxiliones respectivamente.
El químico Sorensen propuso en 1909 expresar el grado de acidez o de alcalinidad de una solución por
el valor absoluto del exponente de la base 10, o bien con el logaritmo del número inverso de la
concentración de los iones de hidrógeno en la solución, concentración que se representa con el símbolo
pH.
pH = log ( 1/[H+] ) = log 1 − log [H+] = − log [H+]
Si suponemos que la concentración de [H+] es igual a 10−7, lo cual corresponde al agua pura,
tendremos:
pH = log ( 1/10−7 ) = log 1 − log 10−7 = 0 − log 10−7 = 7
De esto se deduce que la suma de los pH y de los pOH es aproximadamente igual 14; cuanto más bajo es
el valor del pH de una disolución tanto más elevada es su acidez, correspondiendo el pH = 0 a las
soluciones normales de ácidos fuertes, y pH = 14 a las soluciones de mayor basicidad o alcalinidad,
disminuyendo éstas a medida que su pH se aproxime a 7.
MATERIALES Y MÉTODOS
• 18 tubos de ensayo.
• 2 probetas de 10 ml.
• 1 bagueta
• Ácido acético 0.05 M.
• Hidróxido de amonio 0.05 M.
• Solución problema.
2
• Soluciones de indicadores:
♦ Anaranjado de metilo
♦ Rojo de metilo
♦ Azul de bromotimol
♦ Fenolftaleina
♦ Verde de bromocresol
♦ Azul de timol
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
• Se midió en una probeta graduada, bien limpia y seca 30 ml de solución de ácida acético 0.05 M.
• Se colocó 5 ml de solución de ácido acético 0.05 M en cada uno de los seis tubos de ensayo.
• Luego se agregó 2 gotas de un indicador diferente en cada tubo, se agitó bien y se observó el
color que obtuvo y se procedió a comparar con el patrón de colores y se anotó el rango de pH
obtenido.
• Se midió en una probeta graduada, bien limpia y seca 30 ml de solución de hidróxido de amonio
0.05 M.
• Se procedió a colocar 5 ml de hidróxido de amonio en cada uno de los otros seis tubos de ensayo.
• Se agregaron 2 gotas del indicador diferente en cada tubo y se procedió como en el paso
anterior del ácido acético.
• Repetir el mismo procedimiento con la solución problema.
• Determinar los pH del ácido acético 0.05M y del amoniaco 0.05M, así como las respectivas
constantes de disociación.
RESULTADOS
Indicadores ácidos:
Indicadores
Anaranjado de metilo
Verde de bromocresol
Rojo de metilo
Intervalo
de pH
1−3,4,5−
−3,4,6−
−4,6−
Ácido
Color neutro
alcalino
rojo
amarillo
rojo
anaranjado
verde
anaranjado
amarillo
azul
amarillo
• los intervalos que están es negrita son valores intermedios.
Indicadores básicos:
Indicadores
Azul de bromotimol
Azul de timol
Fenolftaleina
Intervalo de
pH
−6,7,8−
−2−3,4−7,8−
−8 , 9−
Ácido
Color neutro
alcalino
amarillo
rojo
incoloro
verde
amarillo
rosado
azul
azul
rojo
3
• los intervalos que están es negrita son valores intermedios.
a. Muestra de ácido acético 0.05 M.
Color y Rango de pH
Indicadores
Anaranjado de metilo
Rojo de metilo
Azul bromotimol
Fenolftaleina
Verde de bromocresol
Azul de timol
color
rojo
rojo
amarillo
incoloro
amarillo
amarillo
Con ácido acético.
2a4
2a4
2a5
2a7
2a3
4a6
• ph del ácido acético = 3
b. Muestra de Hidróxido de amonio 0.05 M.
Color y Rango de pH
Indicadores
Anaranjado de metilo
Rojo de metilo
Azul bromotimol
Fenolftaleina
Verde de bromocresol
Azul de timol
color
anaranjado
amarillo
azul
rojo
azul
azul
Con Hidróxido de amonio
5 a 12
7 a 11
8 a 11
9 a 14
6 a 10
11 a 14
• pH del hidróxido de amonio = 11
Por lo tanto para hallar pH de ácido acético, el número que se repite es 3. Gracias a este dato hallamos
Ka
Si pH = − log H+
H+ = 10−3
De la reacción
CH3COOH ! CH3COO − + H+
Inicio 0.05 0 0
Equilibrio ( 0.05 − X ) X X
Ka = {[H+] [CH3COO−] / [ CH3COOH]}
Ka = {(X) (X) / (0.05 − X)}
4
Ka = {X2 / (0.05 − X)}
Como lo que necesitamos es ion hidronio para Ka del ácido acético, reemplazamos
Ka = {(10−3) (10−3) / (0.05 − 10−3)}
Ka = 2.0408 * 10−5
Ahora para hallar pH de hidróxido de amonio el número que se repite es 11, entonces pH = 11.
Reemplazando:
PH = −log (H+)
(H+) = 10−11
Como lo que necesitamos para Kb es OH, entonces utilizamos el producto ionico del agua porque se
trata de solución acuosa.
(H+) (OH−) = 10−14
10−11 (OH−) = 10−14
(OH−) = (10−14 / 10−11)
Si NH4OH ! NH4 + OH−
Inicio 0.05 0 0
Equilibrio (0.05 − X) X X
Kb = {(1*10−3) (1*10−3) / (0.05 − 1*10−3)}
Ka = 2 * 10−5
Para la solución problema los resultados fueron:
Indicadores
color
Anaranjado de metilo
Rojo de metilo
Azul bromotimol
Fenolftaleina
Verde de bromocresol
Azul de timol
anaranjado
rojo
amarillo
incoloro
azul
amarillo
Color y rango de pH solución
problema.
5 a 12
5a6
2a6
2a8
5a8
4a7
Rango de pH = 5
Entonces se trata de un ácido, porque su pH esta comprendido entre 0 y 7. Por lo tanto es posible hallar
Ka. (solo si es un ácido débil).
5
Si pH = −log [H+]
5 = −log [H+]
−5 = log [H+]
[H+] = 10−5
Ka = {(10−5)(10−5) / (0.05 − 10−5)}
Ka = 2 * 10−9
DISCUSIÓN
Se pudo comprobar experimentalmente los grados de pH ácido en el ácido acético y el pH en el
hidróxido de amonio.
La concentración de iones H+ en la solución disociada y el pH correspondiente nos ayudará a la
obtención de las constantes de disociación.
La constante de disociación del CH3COOH, NH3 a 25o C, para hallar el % de error cometido del ácido
acético a 25o C
[CH3COOH] = 1.753 * 10−5
% error = {(2.0408 * 10−5) − (1.753 * 10−5) / (1.753 * 10−5)} * 100
% error = 16.417%
La constante de disociación del NH4OH a 25o C, para hallar el % de error cometido del hidróxido de
amonio a 25o C
[NH4OH] = 1.8 * 10−5
% error = {(2 * 10−5) − (1.8 * 10−5) / (1.8 * 10−5)} * 100
% error = 11 %
DISCUSIÓN DE RESULTADOS
Cuando se procedió a buscar los valores de constante de disociación, para el ácido acético habían
valores a diferentes temperaturas, considerándose solo a 25o C. Ahora, si se hubiera tomado la
temperatura en la practica entonces podríamos discutir el valor correspondiente para la constante.
Al preparar la solución correspondiente con cada indicador, el color del contenido del tubo no debió ser
diferente al patrón de cada indicador, porque tratamos de asemejar, es decir forzar a comprender que
este se encontraba entre los valores de pH. Y este error debió ser repetido de nuevo para comprobar
que ese no debe ser el color obtenido y por lo tanto debió haber mezclado de alguna solución o falta de
limpieza dentro del tubo.
Otro error puede ser también al aplicar la aproximación, por ejemplo (0.050 − X) = 0.050 si se tiene un
valor de constante disociación 4.5 * 10−1. Debe recordarse que solamente se aproxima cuando la
6
constante es un número pequeño, no como lo anterior.
Para el ácido acético el % error es 16.417%, por lo tanto, definitivamente los errores comienzan desde
el momento que hallamos el pH no se debió escoger el número que se repetía, sin haber antes
establecido el rango correspondiente.
Es decir:
Por ejemplo para el ácido acético:
Anaranjado de metilo 3 a 4
Rojo de metilo 3 a 4
Azul de bromotimol 2 3 5
Fenolftaleina 2 3 8
Verde de bromocresol 2 3
Azul de timol 4 a 7
Determinando de esta manera el rango de pH comprende al número 3 y no 4 como se afirmaba. Debe
mencionarse que error como este altera todo. En cambio para el hidróxido de amonio el error fue
menor, porque si se hallo correctamente el pH o se aproximó bastante. Entonces la falla pudo ser en la
falta de limpieza en los tubos o la falla se da al momento de apreciar la coloración (el rango de pH).
CONCLUSIONES
• A partir de la determinación de pH se puede calcular las constantes de disociación.
• También se puede calcular Ka a partir de la concentración inicial del ácido y del pH de la
disolución o bien se puede usar la Ka y la concentración del ácido para calcular las
concentraciones de equilibrio de todas las especies y el pH de la disolución.
• Las bases fuertes, tales como los hidróxidos de los metales alcalinas y de los metales alcalino
terreos diferentes al Berilio, están totalmente ionizados en agua: por eso se procede a partir del
producto iónico del agua.
• La constante de ionización ácida Ka es mayor para los ácidos más fuertes y menor para los
ácidos más débiles. De manera similar, la Kb expresa la fuerza de las bases. Esto se puede
comprobar con los datos obtenido experimentalmente y comparando con tablas.
• El pH de una disolución se define como pH = −log [H+].
• En diluciones ácidas en pH es menor de 7.
• En diluciones básicas el pH es mayor de 7.
• En diluciones neutral el pH es igual a 7.
RECOMENDACIÓN
7
• Limpiar los tubos meticulosamente.
• Después de usar las probetas graduadas deben ser lavadas con agua destilada y ser enjuagada
con la sustancia a usar para prevenir cualquier falla en los resultados.
• Se debe utilizar la cantidad exacta de indicador, ya que unas gotas de más afectará el color y se
podría interpretar mal el pH en el patrón de colores.
• Tomarse el tiempo suficiente para apreciar la coloración (el rango de pH).
BIBLIOGRAFÍA.
• QUÍMICA BÁSICA, James E. Brady, Editorial Limusa, México (1988).
• QUÍMICA GENERAL MODERNA, Babor − Ibarz, Editorial Marín S.A., España (1979).
• QUÍMICA, Raymond Chang, McGraw − Hill, Inc. México (1994).
• ATLAS DE QUÍMICA, M.A. Febrer Canals, Ediciones Jover, S.A. − Barcelona, 1988.
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