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Universidad Nacional Mayor de San Marcos

Mediciones de pH Laboratorio de Fisicoquímica II

1

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



2

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



3

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.



4

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.



5

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).

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Acidez

http://es.wikipedia.org/wiki/Base_(qu%C3%ADmica)

http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidronio

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Dinamarca

http://es.wikipedia.org/wiki/S._P._L._S%C3%B8rensen

http://es.wikipedia.org/wiki/Logaritmo

http://es.wikipedia.org/wiki/Actividad_(qu%C3%ADmica)

http://es.wikipedia.org/wiki/Ion

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido

http://es.wikipedia.org/wiki/Base_(qu%C3%ADmica)



6

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.

http://es.wikipedia.org/wiki/Potenci%C3%B3metro_(instrumento_de_medida)

http://es.wikipedia.org/wiki/PH-metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrodo

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrodo_de_referencia

http://es.wikipedia.org/wiki/Plata

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_de_plata

http://es.wikipedia.org/wiki/Indicador_de_pH

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Papel_de_litmus&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Tornasol

http://es.wikipedia.org/wiki/Fenolftale%C3%ADna

http://es.wikipedia.org/wiki/Naranja_de_metilo

http://es.wikipedia.org/wiki/Pila_el%C3%A9ctrica

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_sodio



7

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.

http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_i%C3%B3nico

http://es.wikipedia.org/wiki/Buffer_(quimica)

http://es.wikipedia.org/wiki/Acidez

http://es.wikipedia.org/wiki/Basicidad

http://es.wikipedia.org/wiki/Sal



8

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.



9

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



10

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.



11

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



12

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:



13

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)

( ) ( )

( ) ( ) ( )

( )

( )



14

- 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



15

[ ]

( )

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 finales -- 0.09799 0.09799

[ ]

( )

pH = 1.0088

|

|



16

3. PH del ácido débil CH3COOH (0.1011 N)


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:

( )

|

|



17

4. PH de la base débil NH4OH (0.09146 N)


Moles que reaccionan 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

|

|



18

5. PH del Buffer Ácido ( CH3COOH (0.1N) - CH3COONa (0.1N) )




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 finales 0.1-X 0.1+ X X



19

[

][ ]

[ ]

( )( )

( )

Aproximando: y ; ya que son valores muy pequeños

( )

|

|

6. PH del Buffer Básico ( NH4Cl (0.1N) - NH4OH (0.1N) )




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.



20

Moles iniciales 0.1 0.1 --

Moles que reaccionan: X -- --


Moles finales 0.1-X 0.1+ X X

[ ][ ]

[ ]

( )( )

( )

Aproximando: y ; ya que son valores muy pequeños

( )

pH = 9.24

|

|



21

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.



22

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.



23

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.



24

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

http://es.wikipedia.org/wiki/PH

http://www.monografias.com/trabajos73/metodospotenciometricos/metodos-potenciometricos.shtml

http://www.monografias.com/trabajos73/metodospotenciometricos/metodos-potenciometricos.shtml

http://www.quiminet.com/articulos/que-son-los-electrodos-para-medir-ph-23713.htm

http://www.quiminet.com/articulos/que-son-los-electrodos-para-medir-ph-23713.htm



25

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.

http://www.monografias.com/trabajos11/metods/metods.shtml

http://www.monografias.com/trabajos15/la-estadistica/la-estadistica.shtml

http://www.monografias.com/trabajos7/elec/elec.shtml

http://www.monografias.com/trabajos5/segu/segu.shtml

http://www.monografias.com/trabajos/tomadecisiones/tomadecisiones.shtml

http://www.monografias.com/trabajos11/metods/metods.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/nuevmicro/nuevmicro.shtml

http://www.monografias.com/trabajos7/sisinf/sisinf.shtml



26

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)

http://www.monografias.com/Quimica/index.shtml

http://www.monografias.com/trabajos12/elproduc/elproduc.shtml

http://www.monografias.com/trabajos35/consumo-inversion/consumo-inversion.shtml



27

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] )

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