determinacion del ph

5/10/2018 Determinacion Del Ph - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/determinacion-del-ph-55a0c55fcc19d 1/8

6.- PROCEDIMIENTO PARA DETERMINAR EL 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 sedisocia, 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 muyaproximado a 10-14 por litro y como el agua pura es eléctricamente neutra, enun litro de ella habrá pues 10-7 gramos – iones de H+ y otros tantos de ionesOH-. 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 deagua, 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 vendráexpresada por 10-6, 10-5... 10-1) se elevará y el de iones OH- disminuiráproporcionalmente pues éstos se combinan con los hidrogeniones que seadicionan y forman moléculas de agua no ionizadas, e inversamente ocurrecuando se adiciona al agua pura una disolución básica o alcalina, en la cualpredominan 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 ehidroxiliones respectivamente.

El químico Sorensen propuso en 1909 expresar el grado de acidez o dealcalinidad de una solución por el valor absoluto del exponente de la base 10, obien con el logaritmo del número inverso de la concentración de los iones dehidrógeno 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 correspondeal 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 aproximadamenteigual 14; cuanto más bajo es el valor del pH de una disolución tanto máselevada 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.

La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos másimportantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y laquímica de suelos. El pH determina muchas características notables de la

estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, delcomportamiento de células y organismos.

Para medir el pH de una disolución podemos emplear dos métodos, enfunción de la precisión con que queramos hacer la medida:

• Para realizar medidas del pH que no necesiten ser muy precisas seutilizan unas sustancias llamadas indicadores, que varíanreversiblemente de color en función del pH del medio en que estándisueltas. Se pueden añadir directamente a la disolución o utilizarlas enforma de tiras de papel indicador.

•

Para realizar medidas exactas se utiliza un pH-metro, que mide el pHpor un método potenciométrico

indicador en disolución papel indicador pH-metro

METODO POR INDICADORES:

Los indicadores suelen ser ácidos o bases débiles que se caracterizanporque su molécula neutra tiene un color diferente al de la forma iónica. Por logeneral, este cambio de color obedece a que la pérdida o ganancia de un H+

por parte del indicador provoca una reorganización interna de los enlaces.

Entre las Soluciones de indicadores tenemos:

http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/medida.htm#m1%23m1






- Anaranjado de metilo- Rojo de metilo

- Azul de bromo timol- Fenolftaleína- Verde de bromocresol

La fenolftaleína, por ejemplo, se comporta como un ácido débil que se disociade la siguiente forma:

En medio ácido, el equilibrio está desplazado hacia la izquierda, ya que elindicador capta los H+ en exceso, con lo cual predomina la forma incolora. Enmedio alcalino, los OH- libresconsumen los H+ y el equilibrio sedesplaza hacia la derecha con lo cualaparecerá la forma coloreada delindicador.

Existe una gran variedad de sustancias

indicadoras, cuyo equilibrio disociación es:

En todas ellas, el color de la disolución dependerá de la relación entre lasconcentraciones de la formas disociada y sin disociar (Figura de la derecha).

En general, el cambio de color se produce en un rango de 2 unidades de pH, yel pK a se sitúa aproximadamente en la mitad de esa zona. En cada caso habrá



que utilizar aquella sustancia indicadora cuyo pK se encuentre más próximo alrango de pH donde se pretenden monitorizar los cambios.

METODO DEL PH – METRO:

El pH-metro (Figura de la derecha)

realiza la medida del pH por unmétodo potenciométrico. Estemétodo se basa en el hecho de queentre dos disoluciones con distinta [H+] seestablece una diferencia de potencial.Esta diferencia de potencial determinaque cuando las dos disoluciones seponen en contacto se produzca unflujo de H+, o en otras palabras, unacorriente eléctrica. En la práctica, lamedida del pH es relativa, ya que nose determina directamente laconcentración de H+, sino que secompara el pH de una muestracon el de una disolución patrón de pH conocido.

Para ello se utiliza un electrodo de pH. Cuando el electrodo entra en contactocon la disolución se establece un potencial a través de la membrana de vidrioque recubre el electrodo. Este potencial varía según el pH. Para determinar elvalor del pH se necesita un electrodo de referencia, cuyo potencial no varía.El electrodo de referencia puede ser externo o puede estar integrado en elelectrodo de PH.

Electrodo de pH Electrodo de referencia y medida delpH



La diferencia de potencial (E) es proporcional a [H+], y viene definida por laecuación de Nernst:

E medido = E referencia + (2,3 RT/NF) pHdonde E medido es el potencial (envoltios) detectado a través de lamembrana de vidrio, E referencia

es el potencial del electrodo dereferencia, y (2,3 RT/NF) es elfactor de Nernst, quedepende de la constante de losgases (R), la constante deFaraday (F), la carga del ión (N),que para el pH vale 1, y la

temperatura en grados Kelvin(T). El comportamiento delelectrodo depende de latemperatura. Por eso esimportante que a la hora decalibrar el pH-metro siempreesperemos a que lasdisoluciones patrón sacadas de la nevera se pongan a temperaturaambiente (Figura de la derecha).

Como a 25ºC el factor de Nernst vale aproximadamente 0,06 y el potencial dereferencia se considera igual a cero, la ecuación de Nernst queda reducida a:

E medido = -0,06 pH

Este método ofrece numerosas ventajas respecto al método colorimétrico:

• es más preciso, ya que permite apreciar diferencias de 0,005 unidadesde pH mientras que el método colorimétrico sólo aprecia diferencias de0,1 unidades de pH

• no se ve afectado por la coloración que pueda presentar lamuestra, como ocurre con el método colorimétrico



DETERMINANDO EL PH:

En este procedimiento determinaremos experimentalmente el pH de unasolución mediante el método colorimétrica utilizando diversos indicadores.

MATERIALES A UTILIZAR

• 12 tubos de ensayo.

• Muestras a Utilizar:

9ml NaCl (Cloruro de Sodio)

9ml NaOh (hidróxido de sodio)

9ml Néctar de Durazno

9ml HCl (ácido clorhídrico)

• Tiras PH-métricas

• Soluciones de indicadores: Anaranjado de metilo Fenolftaleína

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

• Se introdujo en tubos de ensayo las muestras a experimentar

• Se colocó 3 ml de solución de cada muestra en cada uno de los docetubos de ensayo.(3 tubos por muestra)

• Luego se agregó 2 gotas del Indicador de Anaranjado de Metilo en untubo por muestra, se agitó bien y se observó el color que obtuvo y seprocedió a comparar con el patrón de colores y se anotó el rango de pHobtenido.

• Luego se agregaron 2 gotas del indicador diferente en cada tubo y se

procedió como en el paso anterior.

• Por último se introdujo una tira pH-métrica en las muestras durante 3segundos, cuidando que los colores de la tira queden sumergidas en lamuestra.

• Comparamos los colores de la tira con la carta de colores del estuche delas tiras, de tal manera que se lea el valor de pH.



• Repetimos el procedimiento con las demás muestras. En cada caso seusamos una tira diferente.

RESULTADOS

INDICADORES:

MUESTRA

INDICADOR NECTAR NACL NAOH HCL

ANARANJADO DE METILO(ÀCIDO)

Cambio a unAnaranjado

Fuerte

Neutro No huboReacción

Cambio a uncolor Rojo

FENOLFTALEÍNA (BASES) No huboReacción

Neutro Cambio aun colorRosado

No huboReacción

TIRAS PH MÉTRICAS 4 7 14 1

CONCLUSIONES

• Podemos concluir que con tan solo una gotas de un indicador podemossaber si la sustancia es acida o base.

• Con las Tiras PH Métricas se puede saber con un poco más de exactitudno solo si la sustancia es acida o básica sino que también la escala deacidez o alcalinidad que tienen.

• Pero también nos pudimos enterar que no solamente por la colorimetríapodemos saber del PH de la sustancias, sino que también con uninstrumento llamado potenciómetro lo podemos hacer, utilizandosolución buffer.

• Para terminar concluimos que:

→ En diluciones ácidas en pH es menor de 7.

→ En diluciones básicas el pH es mayor de 7.

→ En diluciones neutrales el pH es igual a 7.

RECOMENDACIÓN

• Limpiar los tubos meticulosamente.



• Después de usar las probetas graduadas deben ser lavadas con aguadestilada y ser enjuagada con la sustancia a usar para prevenircualquier falla en los resultados.

• Se debe utilizar la cantidad exacta de indicador, ya que unas gotasde más afectará el color y se podría interpretar mal el pH en elpatrón de colores.

• Tomarse el tiempo suficiente para apreciar la coloración (el rango depH.

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.

determinacion del ph

Documents