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Universidad Nacional Mayor de San Marcos
Mediciones de pH Laboratorio de Fisicoquímica II
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UNIVERSIDAD NACIONAL
MAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú, Decana de América)
FACULTAD DE QUÍMICA E ING. QUÍMICA
EAP. INGENIERÍA QUÍMICA
LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II
MEDIDAS DE PH Y TITULACIONES POTENCIOMÉTRICAS
INTEGRANTES : GARCIA HANCCO, JUAN DIEGO 10070198
RIOS GIL, DAVID ANDERSON 10070176
PROFESOR : ANIBAL FIGUEROA T.
FECHA DE LA PRÁCTICA : 15/ 05 / 12
FECHA DE ENTREGA : 22 / 05 / 12
TURNO : MARTES 12 – 15 HORAS
GRUPO : A - B
CIUDAD UNIVERSITARIA, MAYO DE 2012
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Mediciones de pH Laboratorio de Fisicoquímica II
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ÍNDICE
CARÁTULA .............................................................................................................. 1
ÍNDICE...................................................................................................................... 2
INTRODUCCIÓN ...................................................................................................... 3
RESUMEN ................................................................................................................ 4
PRINCIPIOS TEÓRICOS .......................................................................................... 5
DETALLES EXPERIMENTALES ............................................................................. 8
TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS .......................................................... 9
CÁLCULOS ............................................................................................................ 12
ANALISIS Y DISCUSION DE RESULTADOS ........................................................ 21
CONCLUSIONES ................................................................................................... 22
RECOMENDACIONES ........................................................................................... 23
BIBLIOGRAFÍA ...................................................................................................... 24
APÉNDICE ............................................................................................................ 25
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INTRODUCCIÓN
En el presente trabajo se determinará el pH haciendo cálculos y también
usando el método potenciométrico, el cuál es uno de los métodos más exactos
para medir el pH de alguna solución.
El método estudiado determina el pH, midiendo el potencial generado por un
electrodo de vidrio que es sensible a la actividad del ión H+, este potencial es
comparado contra un electrodo de referencia, que genera un potencial
constante e independiente del pH.
La determinación del pH, es de suma importancia en muchos aspectos
químicos e industriales, por lo que su determinación o propiamente dicho,
medición, es fundamental ya que marca o señala la tendencia de una sustancia
hacia la acidez o hacia la alcalinidad.
Un pH menor de 7.0 indica una tendencia hacia la acidez, mientras que un
valor mayor de 7.0 muestra una tendencia hacia lo alcalino. La mayoría de las
aguas naturales tienen un pH entre 4 y 9, aunque muchas de ellas tienen un pH
ligeramente básico debido a la presencia de carbonatos y bicarbonatos. Un pH
muy ácido o muy alcalino, puede ser indicio de una contaminación industrial.
El valor del pH en el agua, es utilizado también cuando nos interesa conocer su
tendencia corrosiva o incrustante, y en las plantas de tratamiento de agua.
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RESUMEN
El objetivo de esta experiencia es realizar mediciones de pH y titular
potenciométricamente soluciones diluidas de diferentes tipos de ácidos y
bases.
Las condiciones de laboratorio en las que se trabajó fueron: presión ambiental:
756 mmHg, temperatura ambiente: 22° C y humedad relativa: 94%.
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 NH
4Cl 0.1 N) y otra ácida (CH
3COOH 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.
Los errores fueron; para el buffer básico 1.62°%, para el NH4OH 6.75%, para el
NaOH 3.55%, para el buffer ácido 1.89%, para el HCl 28.86% y para el
CH3COOH 13.19%.
Como conclusión, se puede notar que el pH-metro nos da valores de pH con
mayor exactitud.
Y como recomendación, se debe tener mucho cuidado al momento de las
titulaciones, ya se debe prestar atención al momento de hallar el punto final y
en la medición de los volúmenes, para determinar la normalidad corregida con
mayor exactitud.
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PRINCIPIOS TEÓRICOS
Potencial de hidrógeno ( pH )
El pH (potencial de hidrógeno) es una medida de la acidez o alcalinidad de
una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+]
presentes en determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de
hidrógeno“. Este término fue acuñado por el químico danés Sorensen, quien
lo definió como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los iones
hidrógeno. Esto es:
Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico
que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones
diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede
aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.
Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es
simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7
La escala de pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas
las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la
concentración es mayor, porque hay más iones en la disolución), y
alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la
disolución (cuando el disolvente es agua).
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Medida del pH
El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro,
también conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de
potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de
plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ion de
hidrógeno.
También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución
empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color
según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel
impregnado de una mezcla de indicadores cualitativos para la determinación
del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido.
Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.
A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que
van desde 1 hasta 14, los valores de pH también pueden ser aún
menores que 1 o aún mayores que 14. Por ejemplo el ácido de batería
de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que uno, mientras
que el hidróxido de sodio 1 M varía de 13,5 a 14.
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Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es
básico a 25 °C. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede
variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw).
La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más
importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la
química de suelos. El pH determina muchas características notables de la
estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del
comportamiento de células y organismos.
Soluciones “Buffer”
Diversas reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan
que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras
reacciones no deseadas. Las soluciones reguladoras o "buffer" son capaces de
mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido
de pH. Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par
ácido/base conjugado en concentraciones apreciables. La reacción de
neutralización: Es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las
reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal.
El organismo posee tres mecanismos para mantener el pH en valores
compatibles con la vida:
Los Amortiguadores.
La regulación pulmonar de la pCO2.
La resorción y eliminación renal de bicarbonato y la excreción de ácidos.
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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.
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TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS
Tabla N°1: Condiciones de Laboratorio
Presión (mmHg) 756
Temperatura (°C) 22
Humedad Relativa (%)
94
Tabla N°2: Pesos Moleculares y Normalidades Teóricas de los
compuestos utilizados
PM del Biftalato de Potasio(BHK) 204.22 g/mol
PM del Cloruro de Amonio(NH4Cl) 53.5 g/mol
PM del Acetato de sodio (CH3COONa) 82.0 g/mol
Normalidad del NH4OH (cc) 14.7 N
Normalidad del CH3COOH (cc) 17.4 N
Tabla N° 3: Valoración del NaOH
W Biftalato de potasio 0.1970 g.
Volumen gastado de NaOH 10.5 mL
Normalidad corregida de NaOH 0.09187 N
Tabla N° 4: Valoración de los Ácidos y Bases
Compuesto Volumen Usado
Sol. Usada para valorar
Volumen Gastado
Normalidad Corregida
HCl 3 mL NaOH 3.2 mL 0.09799 N
CH3COOH 5 mL NaOH 5.5 mL 0.1011 N
NH4OH 3 mL HCl 2.8 mL 0.09146 N
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Tabla N° 5: Preparación del Buffer Acido (CH3COOH + CH3COONa) 0.1 N
CH3COOH CH3COONa
Normalidad deseada 0.1 N Normalidad deseada 0.1 N
Normalidad concentrada 17.4 N Peso Molecular 82.0 g/mol
Volumen concentrado 0.575 mL Peso Usado 0.1722 g.
Volumen Total utilizado : 100 mL
Tabla N°6: Preparación del Buffer alcalino (NH4OH + NH4Cl) 0.1 N
NH4OH NH4Cl
Normalidad deseada 0.1 N Normalidad deseada 0.1 N
Normalidad concentrada 14.7 N Peso Molecular 53.5 g/mol
Volumen concentrado 0.68 mL Peso Usado 0.5043 g.
Volumen Total utilizado : 100 mL
Tabla N° 7: Constantes de Ionización (*)
Ka (CH3COOH) 1.75 X 10-5
Kb (NH4OH) 1.75 X 10-5
Tabla N° 8: PH teóricos
Muestra pH teóricos Buffer alcalino 9.24
NH4OH 11.099
NaOH 12.96
Buffer ácido 4.76
HCl 1.008
CH3COOH 2.88
(*) John Perry, “Manual del Ingeniero Químico”, 3ra Edición.
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Tabla Nº 9: PH experimentales
Muestra pH experimentales Buffer alcalino 9.39
NH4OH 10.35
NaOH 12.50
Buffer ácido 4.85
HCl 1.3
CH3COOH 2.5
Tabla Nº 10: Errores Porcentuales de los PH de las sustancias
Muestra pH teórico pH experimental Error Porcentual (%)
Buffer básico 9.24 9.39 1.62
NH4OH 11.099 10.35 6.75
NaOH 12.96 12.50 3.55
Buffer ácido 4.76 4.85 1.89
HCl 1.0088 1.3 28.86
CH3COOH 2.88 2.5 13.19
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CÁLCULOS
1. Determinación de las Concentraciones de cada una de las soluciones
valoradas
a) Valoración de la solución de NaOH ≈ 0.1 N a partir de BHK
Se cumple que:
⁄
Con los datos mostrados de la Tabla Nº 3
⁄
⁄
⁄
N NaOH = 0.09187 N
b) Valoración de la solución HCl ≈ 0.1 N a partir de NaOH corregido
En la neutralización se cumple:
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c) Valoración de la solución de CH3COOH ≈ 0.1 N a partir de NaOH
corregido
⁄
⁄
d) Valoración de la solución de NH4OH ≈ 0.1 N a partir de HCl
corregido
2. Preparación de las Soluciones Buffer:
2.1.- Buffer ácido
Se preparó una solución de 100 mL 0.1 N de CH3COOH Y CH3COONa
Cálculo del volumen del ácido acético( 17.4 N)
( ) ( )
( ) ( ) ( )
( )
( )
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- Para hallar el Peso del acetato de sodio teórico:
W CH3COONa = Nsol x Vsol x P.E CH3COONa
W CH3COONa = (0.1 N) (0.1 L) (82g/eq-g)
W CH3COONa teórico = 0.82 g
W CH3COONa exp. = 0.7122 g
2.2. - Buffer Básico
Se preparó una solución de 100 mL 0.1 N de NH4OH y NH4Cl
El volumen y el peso teórico se calcularon como en el caso anterior
obteniéndose los siguientes valores (ver Tabla Nº 6):
V NH4OH = 0.68 mL
W NH4Cl teórico = 0.535 g
W NH4Cl exp. = 0.5043 g
3. Cálculo de pH Teórico de las soluciones usando las concentraciones
exactas y % de Error
Se halló el pH teórico usando las constantes de ionización de la Tabla Nº 7
A) Cálculo de pH teórico:
1. PH de la base fuerte NaOH (0.09187 N)
Moles iniciales 0.09187 -- --
Moles que reaccionan 0.09187 -- --
Moles que se forman -- 0.09187 0.09187
Moles finales -- 0.09187 0.09187
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[ ]
( )
pOH = 1.04
Como sabemos: pH + POH = 14
pH = 14 – 1.04
pH = 12.96
|
|
2. PH del ácido fuerte HCl (0.09799 N)
Moles iniciales 0.09799 -- --
Moles que reaccionan 0.09799 -- --
Moles que se forman -- 0.09799 0.09799
Moles finales -- 0.09799 0.09799
[ ]
( )
pH = 1.0088
|
|
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3. PH del ácido débil CH3COOH (0.1011 N)
Moles iniciales 0.1011 -- --
Moles que reaccionan X -- --
Moles que se forman -- X X
Moles finales 0.1011-X X X
Usando los datos de la Tabla Nº 7
[
][ ]
[ ]
( )( )
Desarrollando la ecuación cuadrática obtenemos el valor de X:
( )
|
|
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4. PH de la base débil NH4OH (0.09146 N)
Moles iniciales 0.09146 -- --
Moles que reaccionan X -- --
Moles que se forman -- X X
Moles finales 0.09146-X X X
Usando los datos de la Tabla Nº 7
[
][ ]
[ ]
( )( )
Desarrollando la ecuación cuadrática obtenemos el valor de X:
( )
PH = 11.0991
|
|
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5. PH del Buffer Ácido ( CH3COOH (0.1N) - CH3COONa (0.1N) )
Moles iniciales 0.1 -- --
Moles que reaccionan 0.1 -- --
Moles que se forman -- 0.1 0.1
Moles finales 0 0.1 0.1
- El Na+ no reacciona por lo tanto no afecta al equilibrio
- Los iones CH3COO- están presentes tanto en CH3COONa como en el
CH3COOH por lo tanto es un ion común que afecta al equilibrio.
Moles iniciales 0.1 0.1 --
Moles que reaccionan: X -- --
Moles que se forman -- X X
Moles finales 0.1-X 0.1+ X X
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[
][ ]
[ ]
( )( )
( )
Aproximando: y ; ya que son valores muy pequeños
( )
|
|
6. PH del Buffer Básico ( NH4Cl (0.1N) - NH4OH (0.1N) )
Moles iniciales 0.1 -- --
Moles que reaccionan 0.1 -- --
Moles que se forman -- 0.1 0.1
Moles finales 0 0.1 0.1
-El Cl- no reacciona por lo tanto no afecta al equilibrio
-Los iones NH4+ están presentes tanto en NH4Cl como en el NH4OH por lo
tanto es un ion común que afecta al equilibrio.
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Moles iniciales 0.1 0.1 --
Moles que reaccionan: X -- --
Moles que se forman -- X X
Moles finales 0.1-X 0.1+ X X
[ ][ ]
[ ]
( )( )
( )
Aproximando: y ; ya que son valores muy pequeños
( )
pH = 9.24
|
|
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ANÁLISIS Y DISCUCIÓN DE RESULTADOS
Después de haber hallado los pH teóricos de las soluciones (NaOH, HCl,
CH3COOH, NH
4OH), y de las soluciones buffer también, se comparó con los
pH hallados usando el pH-metro, y se vio que estos no variaban mucho, solo
en décimas después de sus comas decimales.
Pero al hallar los porcentajes de errores, se vio que algunos eran demasiados
grandes, como era el caso de las soluciones, porque de las soluciones buffer
eran de apenas 1%. De las bases, sus errores no llegan hasta un 10%, pero
para los ácidos sobrepasaba, ya que como tenían un pH muy pequeño, entre 1
y 3, y como los valores teóricos y experimentales se diferenciaban en décimas
después de la coma decimal, se notaban que sus errores si resultaban ser
grandes.
Con esto se puede ver, que se hizo una buena preparación de las soluciones
buffer, pero para el caso de las demás soluciones, tal vez haya habido errores
en el momento de su titulación, al hallar sus normalidades corregidas.
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CONCLUSIONES
1) El pH-metro nos da valores de potencial de hidrógeno (pH) para diferentes
soluciones con mayor exactitud.
2) Los ácidos y las soluciones buffer ácidas dan un pH menor que 7, y las
bases y las soluciones básicas dan un pH mayor que 7.
3) Una buena observación y procedimiento durante la titulación, al hallar las
normalidades corregidas de la soluciones a analizar, es importante para la
obtención de un correcto pH teórico.
4) Hay distintos de indicadores (como la fenolftaleína o el rojo de metilo), y
su uso depende de las sustancias o soluciones que se van a analizar y de
sus puntos de valoración.
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RECOMENDACIONES
1) Antes de utilizar el medidor de PH hacer la calibración correspondiente,
enjuagando el electrodo con el buffer respectivo, sea básico, acido o
neutro, luego limpiarlo y para después recién usarlo con la respectiva
solución o buffer a analizar, para tener mejores resultados y evitar la
contaminación de estos.
2) Antes de usar la balanza electrónica, su platillo debe estar limpio de
cualquier partícula o impureza, porque al ser la balanza muy sensible, esto
generaría errores en la pesada de otras sustancias como las sales que
vamos a usar, que serían muy notorios sobre todo si las impurezas son
diferentes a las sales.
3) Al momento de extraer los volúmenes necesarios de las soluciones
concentradas de NH4OH y CH3COOH para preparar las soluciones buffer,
esto se debe realizar en la campana, ya que generan vapores que son
dañinos para nuestras vías respiratorias.
4) Se debe tener cuidado al momento de titular, no solo al hallar el punto fianl
o durante la medición de volúmenes, sino también en el orden, sabiendo
que sustancia se va a titular, y que sustancia se es el titulante, y en el uso
correcto y respectivo del indicador.
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BIBLIOGRAFÍA
Libros:
Pons Muzzo, Fisicoquímica, Segunda Edición
John Perry, “Manual del Ingeniero Químico”, Tercera Edición
Páginas Web:
http://es.wikipedia.org/wiki/PH
http://www.monografias.com/trabajos73/metodospotenciometricos/metod
os-potenciometricos.shtml
http://www.quiminet.com/articulos/que-son-los-electrodos-para-medir-ph-
23713.htm
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APÉNDICE
Cuestionario
1. Explique el fundamento y aplicación de las titulaciones
potenciométricas
Los métodos potenciométricos se basan en la medición del potencial en
una celda electroquímica sin paso de corriente apreciable. En base a ello,
se puede utilizar la potenciometría para determinar puntos finales de
valoraciones. Más recientemente, las concentraciones iónicas selectivas se
miden a través del uso de electrodos de membrana diseñados
específicamente.
Está técnica es usada ampliamente. Ofrece varias ventajas por encima del
resto de los métodos analíticos. Los electrodos estás considerablemente
libre de interferencias, es más económico rápido y seguro. Por ello, en los
últimos tiempos estos métodos han prácticamente desplazado a los demás
en muchos tipos de estudios.
También resultan muy útiles en la determinación de las constantes
fundamentales de reacciones químicas, como las constantes de equilibrio.
Fundamentalmente, el método se basa en La disposición de dos
electrodos, uno de referencia y uno indicador, y un dispositivo de medida
de potencial. Estos al trabajar en conjunto pueden realizar una medida
ajustada del potencial de una celda con respecto a un valor de referencia.
Esta información está íntimamente ligada a la concentración de las
especies iónicas en la solución por medio de la ecuación de Nernst.
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Entre las aplicaciones más comunes de la potenciometría están los
estudios de contaminantes en las aguas urbanas, la caracterización físico
química de productos de consumo humano, titulaciones potenciométricas,
etc.
2. Indique las características resaltantes de los electrodos de vidrio y de
combinación.
Para medir el pH se utilizan dos tipos de electrodos y cada uno de ellos
tiene un propósito específico. El “electrodo de vidrio” tiene un bulbo
hecho de composición de cristal especial que es muy selectivo y sensible a
los iones de hidrógeno. Cuando este bulbo de cristal se sumerge en una
solución, el voltaje generado en la superficie de los bulbos se relaciona con
el pH de la solución.
El otro electrodo se llama “electrodo de referencia” y proporciona un voltaje
estable y reproducible cuando se sumerge en una solución. Cuando los dos
electrodos están conectados con un medidor de pH, la diferencia de voltaje
se amplifica y se visualiza en un indicador analógico o digital. Un electrodo
que combine el bulbo de cristal sensible al pH y una celda de la referencia
en un cuerpo de electrodo se llama “electrodo de combinación” y se
utiliza de la misma manera que un par de electrodos.
3. Explique las ecuaciones para calcular el pH de soluciones buffer,
indicando las limitaciones para su uso.
Consideremos el pH de una solución de un ácido débil. HA y una sal
soluble del ácido, por ejemplo NaA. Se comienza por escribir:
HA(ac) + H2O H3O + + A-(ac)
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O simplemente: HA(ac) H+ + A-(ac)
La constante de ionización esta dada por:
Ka = [H+] [A-] / [HA]
Reordenando:
[H+] = ka [HA] / [A-]
Al tomar el log negativo a ambos miembros se obtiene:
- log[H+] = - logKa - log[HA] /[ A-] ó - log[H+] = - logKa + log[A-] / [HA]
De manera que:
pH = pKa + log [A-] / [HA]
La ecuación anterior se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbalch.
La forma mas general de esta ecuación es:
pH = pKa + log ( [base conjugada] / [ácido] )
Es importante recordar que la ecuación de Henderson-Hasselbalch
proviene directamente de la expresión de la constante de equilibrio, y es
válida sin que importe el origen de la base conjugada (es decir, pueda
provenir solo del ácido o del ácido y de su sal).
Por medio de similares razonamientos se puede deducir la ecuación de
Henderson-Hasselbalch para una disolución de una base débil con su sal:
pH = pKa + log ( [base] / [ácido conjugado] )