Determinación del PH de una solución reguladora

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Datos Obtenidos a partir del Sistema de Ecuaciones

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Usamos el Ka=1,6x10-5

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DISCUSIONES

- En la presente práctica se determinó el pH de una solución reguladora utilizando un equipo espectrofotométrico y con la aplicación de la ley de Beer.

- Para determinar el pH de una solución reguladora mediante el método espectrofotométrico se lo realizo a través de la medición de las absorciones en 2 diferentes longitudes de onda las formas acida y básica.

- Los datos obtenidos sirve para el cálculo de la concentración de cada ion de la solución acuosa que está en equilibrio

CONCLUSIONES

- Los datos evaluados con la ley de Beer dan como resultado que la absortividad molar en la forma acida a 440nm es de y a 615 nm es de [pic 26][pic 27]

- Para la forma básica en las 2 longitudes de onda utilizada en el análisis a 440nm y 615nm la absortividad molar es de y respectivamente.[pic 28][pic 29]

- La resolución del sistema de ecuaciones dio como resultado las concentraciones de las especies acida y básica las cuales fueron [pic 30][pic 31]

- Utilizando el concepto de la constante de acides se calculó la concentración de iones H+ el cual fue de M[pic 32]

- Aplicando la definición matemática para el cálculo de pH se obtuvo un valor de 4.84

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BIBLIOGRAFÍA

Chávez, J. (12 de Enero de 2010). Fotocolimetría. Obtenido de Scribd: https://es.scribd.com/mobile/doc/37158875/PRACTICA-2-FOTOCOLORIMETRIA

Skoog, D. A., Holler, F. J., & Crouch, R. S. (2008). Pricipios de Análisis Instrumental. México D.F.: Cengage Learning Editores.

Hopp, V. (1994). Fundamentos de Tecnología Química. España: Reverté S.A.

Gómez, G. (09 de Octubre de 2010). Recuperado el 25 de Junio de 2016, de http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/12.IndicadoresdepH_9152.pdf

Skoog, D. A. (2001). En D. A. Skoog, “Principios de Análisis Instrumental”. Madrid: McGraw Hill.

PRO, F. (3 de Enero de 2011). Faga-Lab. Obtenido de Faga-Lab: http://www.fagalab.com/Hojas%20de%20Seguridad/VERDE%20BROMOCRESOL.pdf

ANEXOS

Cuestionario

- Intervalo de pH de cambio de color del indicador

El valor del pH tiene gran importancia en muchas reacciones químicas. El curso de la reacción en la preparación de colorantes, en las polimerizaciones para obtener plásticos y resinas artificiales, o en los procesos químicos-biológicos, están íntimamente ligados a valores de pH bien definidos en el medio de reacción. La determinación rápida y sencilla del pH es indispensable, no solamente durante el curso de la reacción química, sino también como control y característica de los productos finales.

El pH se mide eléctricamente con un pH-metro o bien con ayuda de indicadores. Estos últimos son colorantes vegetales o combinaciones orgánicas, cuyo color varía al modificarse la concentración de hidrogeniones en una disolución, el viraje de color es reversible y muy bien definido con la variación delos mismos. El tono de cada colorante es pues un indicador de la concentración de hidrogeniones en la disolución. (Hopp, 1994)

El Verde de bromocresol es un indicador orgánico para valoración ácido-base. Su intervalo de transición de pH es aproximadamente entre 3.8–5.4, virando de amarillo a azul-verdoso en el rango especificado. En solución acuosa, ioniza para dar la forma monoaniónico (amarillo), que desprotona a pH elevado para dar forma dianiónica (azul), que se estabiliza por resonancia: (Analítica, 2008)

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pH bajo: color amarillo

pH alto: azul verdoso[pic 35]

(Gómez, 2010)

- Constantes físicas y químicas del verde de bromocresol

INFORMACIÓN SOBRE PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS

Estado físico a 20°C

Sólido

Color

Verdoso

Olor

Característico

Umbral olfativo

Sin datos disponibles

Valor de pH

No aplica

Masa molar

698.01 g/mol

Solubilidad (Agua 20°C)

Insoluble

Solubilidad (Etanol 35°C)

30 g/l

Punto de fusion

217°C - 218 °C

Punto de ebullición

No disponible

Temperatura de ignición

No disponible

Punto de inflamación

No disponible

Límite de explosión bajo