Trabajo práctico N°8: Ph y Poh.

Objetivo:

1. Familiarizar a los alumnos con el manejo y aplicación de medidores de Ph. 2. Expresar la concentración de una solución ácida o básica en moles por litro, calcular su Ph

y luego determinarlo experimentalmente. 3. Determinar experimentalmente el Ph de líquidos de uso común como: agua de la canilla,

vinagre, soda, bebidas gaseosas, etc. Y luego, calcular la concentración de iones de hidrógeno.

Introducción teórica:

El agua pura es un electrolito débil que se disocia según lo representa la siguiente ecuación:

H2O H+ + OH-

El producto aritmético de las concentraciones de ambos iones (Expresados como molalidades) es un valor constante a cada temperatura. Este producto, recibe el nombre de producto iónico del agua y se lo simboliza con Kw.

Así a 25°C:

Kw = [OH-] x [H+] = 10-14 mol2

l2

En el agua líquida y en cualquier solución acuosa, existen simultáneamente iones hidrógeno (H+) e iones hidróxido (OH-) y en equilibrio química con moléculas de agua no disociadas. Para caracterizar la reacción de cualquier solución acuosa, se necesita conocer la concentración de iones hidrógeno ya que en función de ella es posible calcular la de iones hidróxido.Las concentraciones de iones hidrógeno e iones hidróxido, se expresan mediante las funciones de pH y Poh, definidas de las siguientes maneras:

Ph = log 1¿¿¿

Poh = log 1¿¿

Donde [OH-] y [H+] expresan concentraciones de ion por mol de litro de solución.Una solución es neutra cuando la concentración de iones hidrógeno es igual a la concentración de iones hidróxido:

[H+] = [OH-]

Ph = Poh

A 25°C:

Ph + Poh = 14

2Ph = 14

pH = 7

Una solución es ácida cuando la concentración de iones hidrógeno es mucho mayor que la concentración de iones hidróxido:

PH < 7

Una solución es básica cuando la concentración de iones hidrógeno es menor que la concentración de iones hidróxido:

Ph > 7

El Ph de una solución se puede determinar mediante el empleo de papeles o líquidos indicadores por medio de instrumentos específicos llamados pehachímetros.

Parte Práctica:

Materiales utilizados:

- Vaso de precipitados.- Matraz aforado de 250ml- Pipeta.- Ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado comercial 98% m/m- Ácido clorhídrico (HCl) 0,1N.

1ra Parte: Formación de solución diluida de ácido sulfúrico, y cálculo de su concentración de iones hidrógeno:

Nota: La solución no se realizó en matraz de 1000ml, sino que en uno de un ¼ de dicho volumen, por ende no se ha utilizado la cantidad de ácido sulfúrico pedido en la práctica, sino una cuarta parte del mismo. Una vez, aclarado esto, se procede a calcular lo mismo que pide el práctico.

Procedimiento realizado:

Se midió con la mayor precisión posible 0,25cm3 de H2SO4 concentrado comercial para formar una solución cuya relación sea 0,5/1000, utilizando la pipeta y se lo diluyó hasta 250ml en un matraz aforado de 250ml.

Se procedió a calcular la concentración de iones hidrógeno de la solución previamente hecha, suponiendo que el ácido está totalmente disociado.

Masa molecular relativa del H2SO4 = 98 gmol

Densidad: 1,84 g

cm3

XgH 2SO4=98 gH 2SO4 x1,84 gsc

100gsc=1,80 gH2 SO4

XmolesH 2SO4=1,80 gH 2SO4 x1molH 2SO 4

98 g H 2 SO 4=0,018MolesH2SO 4

[Sc ]=O ,5 x 0,018molHS 2SO 41000ml

=0,009M

Ahora se calcula la concentración de iones hidrógeno:

H2SO4 + H2O 2 H3O++SO4-2

Se ve claramente, que la concentración de iones hidrógeno es igual al doble de la molaridad. Por lo tanto, la concentración de estos últimos es igual a:

[H3O+] = 2 x 0,009 = 0,018 M

Finalmente procedemos a calcular el Ph de la solución que se hizo:

pH=−log [0,018 ]=1,74

Valor medido por el pehachímetro: 1,19.

Nota: El valor que nos dio de Ph fue de 1,74, difiere al valor medido con el pehachímetro (1,19), esto puede ser por alguna impureza en los reactivos, y además cabe mencionar que el ácido sulfúrico no se disocia completamente.

2da parte: Formaciones de soluciones diluidas de ácido clorhídrico, y posterior cálculo de sy concentración de iones hidrógeno y Ph.

Procedimiento realizado:

Se procedió de manera similar a la anterior parte, formando soluciones en este caso de HCL 0.01 N Y 0,001 N A partir de una solución de concentración 0,1 N. Esto se logra mediante sucesivas disoluciones, preparando así como pide el práctico, soluciones de HCL de menor concentración.

Se calculó la concentración de iones hidrógeno para cada una de las tres soluciones y se verificó el Ph mediante el pehachímetro.

Se calculó mediante estequiometria las concentraciones, debido a que el HCl es un ácido monoprótico, el valor de la concentración de la solución expresada en normales, es igual al valor de la concentración de la misma, expresada en molaridad (Moles/Litro). Además, cabe agregar que al ser este un tipo de ácido fuerte su concentración de iones hidrógeno es igual a la molaridad de la solución. Por lo tanto: Los valores de Ph de cada solución se verá expresados en un cuadro:

Soluciones/Concentraciones Cálculos Ph (Calculado) Ph (Pehachímetro)

0,1 N -log 0,1= 1 1,330,01N -log 0,01= 2 2,30,001N -log 0,001 3 3,7

Nuevamente, los valores calculados difieren con los medidos con el pehachímetro, se recuerda que se ha dicho que puede ser porque alguna impureza no deseada reaccionó.

3ra Parte: Medición de pH de soluciones acuosas.

Solución de: Ph Medido ¿Hidrólisis?Cloruro de sodio

7,06 En pequeña magnitud

Sulfato de amonio

5,5

Cloruro de amonio

6,1

Interpretaciones de los resultados:

Cloruro de sodio: En este tipo de sal el pH no fluctua de manera considerable, debido a que, como expresamos en el cuadro anterior, produce hidrólisis (De pequeña magnitud) de iguales proporciones.

Sulfato de amonio: Un mol procedente de esta sal se disociará formando ion amonio, que a su vez, se disociará para dar lugar al amoníaco liberando dos protones, el anión sulfato solo capta uno de estos, para formar un catión monovalente (Sulfato), por ende prevalecerá mayor concentración de H3O+

Cloruro de amonio: El ph se desplaza hacia el lado del Ph acido ya que el cation amonio se disocia en amoniaco y H3O+ de forma parcial, por lo que genera una mayor concentración de H3O+.

Cuestionario

1. ¿Qué es Ph? ¿Cuál es su escala? ¿Cuándo, en dichos términos, una solución es ácida, básica o neutra?

2. Calcular el pH de las siguientes soluciones:

A. [H+] = 10-5molar.B. [H+] = 10-11molar.C. [OH-] = 10-5molar.

3. ¿Es posible que el valor del pH sea negativo? Justficar.4. El pH de una solución de sal es 10 ¿Cuál es la concentración del ion OH?5. Indicar si las soluciones acuosas de las siguientes sales, será ácidas, básicas o neutras:

A. Sulfato de amonio.B. Nitrato de amonio.C. Cloruro de aluminio.D. Sulfato ácido de potasio.

6. Calcular [OH-], [H+], pH y Poh de una solución de NaOH 0,1 N Suponiendo que su disociación es total.

7. Calcular el Ph de una solución cuya concentración de iones hidrógeno es 4.10-15M

1) El ph esta tabulado en valores desde aproximadamente cero 0 (ph acido cuasiabsoluto) a aproximadamente 14 (alcalinidad cuasiabsoluta), siendo el valor 7 el ph neutro, es decir, no presenta propiedades ni alcalinas ni acidas.

2) Cálculos:

a) [H3O+]= 10-5 ph=5

b) [H3O+]= 10-11 ph= 1

c) [OH-]=10-5 Poh= 5; Ph=14-Poh= 9}

3) El ph nunca podría ser negativo, ni siquiera podría ser cero absoluto (siempre y cuando la solución sea en agua), esto se debe a que la fórmula matemática está definida por:

Ph= -log[H3O+]

Donde [H3O+] solo puede tomar valores entre en un intervalo abierto de extremos 0 y

1.10-14, ya que la constante de disociación del agua es 1.10-14 determinada por el equilibrio iónico entre los aniones hidroxilos y los cationes hidronio.

4) La concentración de los aniones hidroxilos es de 1.10-4

5) a) La solución es básica.b) La solución es ácida.c) La solución es ácida.

d) La solución es neutra.

6) Ph=13Poh= 1OH-] = 1.10-13

[H+ ] = 1.10-1

7) Ph= 14,397 el valor se encuentra fuera de escala.