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Pontificia Universidad Católica de Chile Facultad de Química - College Ciencias Naturales y Matemáticas Laboratorio QIM100A para estudiantes de College

LABORATORIO N°1

MEDICIÓN Y CÁLCULO DE PH

ELECTROLITOS ÁCIDO-BASE

Fecha de realización del laboratorio: 26/08/15

Fecha de entrega del informe: 09/09/15

Sección 4

Profesor de laboratorio: Eduardo Schott Verdugo

Integrantes: Oscar Herbosa, Génesis Sepúlveda.


Introducción:

A lo largo del tiempo, se ha demostrado la importancia que conlleva el conocer el pH de una disolución, es decir, la concentración de protones o de iones hidroxilos que libera el soluto en el medio acuoso en que se encuentre, lo que determina el nivel de acidez o basicidad de la solución. Esto se conoce desde 1830 gracias al científico Arrhenius quien definió a los ácidos como sustancias que producen iones H+¿¿ en agua y a las bases como sustancias que producen iones OH−¿¿ en agua. Esta teoría la amplió Bronsted-Lowry definiendo a los ácidos como sustancias capaces de ceder protones y a las bases como sustancias capaces de aceptar protones. [1]

Resumen:

En esta experiencia se trabajó con distintas concentraciones de HCl, se prepararon disoluciones utilizando la dilución con agua destilada, con intención de realizar la medición y cálculo de sus respectivos pHs mediante tres métodos distintos. De manera que se puedan estudiar las relaciones y discrepancias que existen entre los valores teóricos que se esperan, mediante el tratamiento sistemático y los datos arrojados por la medición empírica que presenta tanto el papel PH como el instrumento pHmetro.

Primeramente, se tomó una disolución acuosa de HCL de concentración inicial 0,5M. Se utilizaron 10 ml de dicha muestra y se diluyeron con agua destilada hasta completar un volumen de 100 ml, dando una concentración más diluida. A esta disolución A se le midió el pH con papel pH, con pHmetro y se le midió la conductividad eléctrica con la intención de poder relacionar el pH de una disolución y su fuerza como electrolito. Para formar la disolución B se diluyeron 20 ml de la disolución A hasta completar 100 ml con agua destilada, nuevamente se logró una concentración más diluida a la que se realizaron las mismas mediciones.

De forma idéntica la disolución C fue compuesta por 10 ml de la disolución B y 90 ml de agua destilada y se realizaron las mismas mediciones. Finalmente para crear la disolución D se tomaron 10 ml de la disolución C hasta lograr un volumen de 100 ml con agua destilada y la concentración más diluida la cual se somete al mismo procedimiento que las otras soluciones. Por otra parte, se midió el pH y conductividad de una muestra real, en este caso de jugo de limón que se considera una mezcla ácida.

Con base en los cálculos y mediciones realizadas se procedió a calcular los PHs teóricos de cada disolución, se comparó y discutió cada resultado de forma


analítica para dar a conocer las posibles discrepancias y similitudes entre los datos teóricos y empíricos.

Objetivos:

Generales: 1. Aprender a realizar diluciones a partir de disoluciones concentradas

y de concentración conocida.2. Determinar de forma empírica y teórica los valores de pH de distintas

disoluciones. Específicos:

1. Determinar el pH de una muestra real.2. Determinar la conductividad de las disoluciones preparadas.3. Correlacionar los valores de pH obtenidos con la conductividad de

las disoluciones.4. Aplicar el tratamiento sistemático en todos los cálculos de las

disoluciones preparadas.

Materiales y reactivos:

Matraz de aforo 100 mL. Propipeta. Pipeta graduada de 10 mL. Balanza. Vaso precipitado 100 mL Papel pH. pHmetro. Agitador magnético Disolución acuosa de HCl 0,5 M (20 mL.). Muestra real: Jugo de limón (20 mL.).


Resultados:

Disolución pH (papel

)

pH (pHmetro) ConductividadMedición

1Medición

2Medición

3Promedio

Disolución A (0.05) 1 0,83 0,80 0,79 0.81 SiDisolución B (0,01) 2 1,31 1,35 1,35 1,34 SiDisolución C(0,001) 2 2,81 2,77 2,93 2,84 No

Disolución D(0,0001) 3 3,73 3,75 3,74 3,74 NoMuestra Real 2 2,11 2,09 2,05 2,08 Si

Tabla n°1: Cantidades obtenidas de pH mediante papel pH y pHmetro, además de la conductividad eléctrica que tiene, dependiendo de cada disolución.

Gráfico n°1: Variaciones correspondientes que sufre el pH de forma experimental (pHmetro) y teórico (T. Sistemático) según la concentración de las disoluciones.

Fórmula para conocer las concentraciones y volúmenes de diluciones:

C iV i=C f V f

Dónde:

C i: Concentración inicial.

C f : Concentración final de la dilución.

V i: Volumen inicial.

0 0.01 0.02 0.03 0.04 0.05 0.060

0.5

1

1.5

2

2.5

3

3.5

4

4.5

Variación pH según concentración

pH (pHmetro) pH (T. Sistemático)

Disolución

pH


V f : Volumen final de la dilución.


DeterminaciónConcentración (0,05)

pH DesviaciónDe Valor Medio Absoluta

Medición 1Medición 2Medición 3

0,830,800,79

+0,02-0,01-0,02

0,020,010,02

Suma = 2,42/3 Suma = 0,05/3Valor Medio = 0,81 Desviación Promedio = 0,02

Tabla n°2: Análisis de la desviación promedio del pH, en una concentración de HCl 0,05 M.

Resultado del análisis: pH= 0,81 ± 0,02




1,311,351,35

+0,03-0,01-0,01

0,030,010,01



Resultado de análisis: pH= 1,34 ± 0.02




2,772,812,93

-0,07-0,03+0,09

0,070,030,09



Resultado de análisis: pH= 2,84 ± 0,06





3,733,753,74

-0,01+0,01

0

0,010,01

0Suma = 11,22/3 Suma =0,02/3

Valor Medio = 3,74 Desviación Promedio =0,01Tabla n°2: Análisis de la desviación promedio del pH, en una concentración de HCl

0,0001 M.


DeterminaciónConcentración (Jugo de

limón)



2,112,092,05

+0,03+0,01-0.03

0,030,010,03

Suma = 6,25/3 Suma =0,07/3Valor Medio = 2,08 Desviación Promedio =0,02

Tabla n°2: Análisis de la desviación promedio de pH del jugo de limón.


Según los datos recopilados en la experimentación, cada pH arrojó una desviación estándar, dada por la fórmula:

σ=√∑i=1

n

¿¿¿¿¿

Por ejemplo en la Disolución A:

σ=√ ((0,83−0,81 )2+ (0,80−0,81 )2+(0,79−0,81 )2)3−1


σ=√ 4∗10−4+1∗10−4+4−10−4

2

σ=√ 9∗10−4

2

σ=0,02

Reemplazando los datos en cada uno de ellas:

Disolución A: σ=0,02

Disolución B: σ=0,02

Disolución C: σ=0,08

Disolución D: σ=0,01

Jugo de Limón: σ=0,02

Discusión y análisis:

En el laboratorio se experimentó con las disoluciones de HCl acuoso que se muestran en la tabla n°1, esta entrega datos de los respectivos pH de dichas disoluciones, medidos con dos instrumentos de distinta exactitud. Es necesario tener presente que el ácido clorhídrico es un ácido fuerte, es decir, se disocia totalmente en H+¿¿ y Cl−¿¿[1].

Por un lado el papel pH es un indicador cualitativo del pH, mientras que el pHmetro es un instrumento digital que arroja valores más exactos y con un error instrumental determinado [2]. De este modo se puede argumentar la clara diferencia que existe entre los valores arrojados por el papel pH y el pHmetro. Por tanto para analizar los valores teóricos y empíricos se usarán los entregados por el instrumento pHmetro, de manera que ambas medidas sean cuantitativas y se conozcan de manera exacta sus rangos de error.


El tratamiento sistemático del equilibrio trabaja condiciones específicas y aproximaciones razonables que permiten simplificar muchos cálculos y comprobar aquellas aproximaciones que puedan conducir al error y posteriormente arrojar un pH erróneo e ilógico.

En este laboratorio se busca obtener el pH teórico mediante la utilización de tratamiento sistemático, este es el valor esperado del pH de la disolución y que debería concordar con el empírico siempre y cuando se trabaje en condiciones ideales. Dichas condiciones requieren de diversos requisitos, tales como que el agua con el que se trabaje tenga un pH neutro igual a siete, las mezclas sean puras, los instrumentos estén correctamente calibrados [2], mediciones hechas con exactitud y precisión, temperatura, volumen y presión específicos, entre otros.

Los resultados entregados por el tratamiento sistemático varían considerablemente de acuerdo a los resultados entregados por el pHmetro. Esto se debe, como ya se mencionó, a la situación no ideal en la que se realizó el laboratorio. Primeramente, se conoce que el pH del agua destilada utilizada para realizar las diluciones es de 8, siendo que debería ser de 7 o muy cercano a 7 para que el valor del pHmetro sea muy semejante al teórico. De forma secundaria, se pueden considerar las condiciones de temperatura y presión que afectan el lugar de trabajo. Finalmente, es de suma importancia considerar la calibración que se debe realizar previamente a cada medición que se realice en el pHmetro, lo que garantizará una correcta evaluación de la disolución por parte del instrumento.

Tal como se presenta en los resultados, las disoluciones C y D son más diluidas que las demás, es decir, la concentración de iones H+¿¿ está en menor proporción que en A, B y el jugo de limón. Es por ello que muestran mejor conductividad éstas últimas tres disoluciones ya que la conductividad depende proporcionalmente de la concentración de protones en el medio acuoso [1]. Por ello a menor pH mayor es la concentración de protones y en consecuencia mayor conductividad tendrá la disolución.

Conclusiones:

A partir de la fórmula: C iV i=C f V f es posible conocer las concentraciones y volúmenes de diluciones que dependen de los valores iniciales y finales conocidos y que contiene un dato descubrir.


Se logró determinar de forma empírica los pHs de las disoluciones A, B, C D y la muestra real, gracias a la implementación del instrumento pHmetro que consta de una exactitud acorde para dar por verídicos los resultados tomando en cuenta el error experimental del aparato. Por otro lado utilizando el tratamiento sistemáticos del equilibrio se calcularon los valores teóricos de los pHs de dichas disoluciones.

Se aplicó el tratamiento sistemático a todas las disoluciones y se cumplieron las aproximaciones realizadas en dichos cálculos.

Se determinó el pH de la muestra real de jugo de limón mediante el instrumento pHmetro.

La conductividad de las disoluciones se midió con la prueba experimental de dos electrodos por los que circulaba corriente, dando como resultado que las sustancias más ácidas presentaran conductividad eléctrica.

La correlación entre los valores de pH obtenidos y la conductividad se deben a la directa relación con la concentración de H+¿¿, a mayor concentración mayor es la conductividad de la disolución, por lo tanto las disoluciones más ácidas (A, B y jugo de limón) conducen la corriente debido a que tienen una mayor concentración de iones H+¿¿ en comparación con las disoluciones más diluidas (C y D).

Referencias:

Brown, “La Química Central”, 11° Edición, capítulo 16, p. 668 y 686.

Valle, “Mediciones y Métodos de Uso Común en el Laboratorio Químico” 1° Edición, capítulo 10, p. 128-129.

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