PHWP

Indice
1.
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.
NaOH
Entonces: W BIFTALATO = N x
V NaOH
Peq.BIFTALATO
Reemplazando: 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.
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
H2SO4:

• Volumen de H2SO4 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
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.
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
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.
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
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.
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 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 –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
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 –5
Entonces 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)1/2
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 = 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 *
VHCl
Ncorregida 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 *
VH2SO4
Ncorregida 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 *
VHac
Ncorregida 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+ +
C2H3O2
0,0843 — —
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+ +
C2H3O2
HC2H3O2
= H+ + C2H3O2
17,4
— —
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