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]}

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.

• 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	Intervalo de pH	Ácido	“Color neutro”	alcalino
Anaranjado de metilo	1-3,4,5-	rojo	anaranjado	amarillo
Verde de bromocresol	-3,4,6-	amarillo	verde	azul
Rojo de metilo	-4,6-	rojo	anaranjado	amarillo

• los intervalos que están es negrita son valores intermedios.

Indicadores básicos:

Indicadores	Intervalo de pH	Ácido	“Color neutro”	alcalino
Azul de bromotimol	-6,7,8-	amarillo	verde	azul
Azul de timol	-2-3,4-7,8-	rojo	amarillo	azul
Fenolftaleina	-8 , 9-	incoloro	rosado	rojo

• los intervalos que están es negrita son valores intermedios.

a. Muestra de ácido acético 0.05 M.

Indicadores	color	Color y Rango de pH Con ácido acético.
Anaranjado de metilo	rojo	2 a 4
Rojo de metilo	rojo	2 a 4
Azul bromotimol	amarillo	2 a 5
Fenolftaleina	incoloro	2 a 7
Verde de bromocresol	amarillo	2 a 3
Azul de timol	amarillo	4 a 6

• ph del ácido acético = 3

b. Muestra de Hidróxido de amonio 0.05 M.

Indicadores	color	Color y Rango de pH Con Hidróxido de amonio
Anaranjado de metilo	anaranjado	5 a 12
Rojo de metilo	amarillo	7 a 11
Azul bromotimol	azul	8 a 11
Fenolftaleina	rojo	9 a 14
Verde de bromocresol	azul	6 a 10
Azul de timol	azul	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)}

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	Color y rango de pH solución problema.
Anaranjado de metilo	anaranjado	5 a 12
Rojo de metilo	rojo	5 a 6
Azul bromotimol	amarillo	2 a 6
Fenolftaleina	incoloro	2 a 8
Verde de bromocresol	azul	5 a 8
Azul de timol	amarillo	4 a 7

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).

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 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

• 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.