Determinacion De Ph

JOSE CARLOS RUIZ PEREZ CC. 1102835621
JENIFFER CUERVO GARCÍA CC.
DIANA ESTHEFANY CARO SERNA CC. 1128479556
CINDY PAOLA CASTRO ACOSTA CC.
JADER SOTELO CC: 1152188587.

PRACTICA: DETERMINACIÓN DE PH.

GRUPO NÚMERO: 7
FECHA: 23- JULIO-2012

OBJETIVOS.
* Comprobar experimentalmente el pH de soluciones por el método colorímetro y potenciometrico
* Determinar el color al que vira unindicador dado y por tanto determinar si se trata de un pH ácido o básico.
*
DATOS TABULADOS
Solución | Concentración | Volumen |
HCl | 1 x 10-7 M | 100 ml |
NaOH | 1 X 10-1 M | 100 ml |

MODELO DE CÁLCULO
HCL1*10-7 mol HCL – 100ml | NaOH1*10-1 mol NaOH – 100ml |
C1*V1 = C2*V2=C1= 1*10-7 mol * 100ml = 1ml 1*10-5 mol | C1*V1 = C2*V2=C1= 1*10-1 mol * 100ml = 10ml1.0 mol |
DATOS |
POH= 14-Log (OH) = 14-Log (10) = 1PH= -Log (H+) = -Log (1*10-7) = 6PH Esperado = 7 | POH= 14-Log (OH) = 14-Log (10) = 1PH= -Log (H+) = -Log (1*10-1) = 12.87 PH Esperado= 13 |
Temperatura:26.5 oC | Temperatura:23.8 oC |
RESULTADOS TABULADOS
  | pH | pH | pH | Indicador | Error |
  | Teórico | pH- metro | Tirilla | FF | MN | VB | |
HCl | 7 | 6,2 | 5 | menora 8,5 | mayor a 4,3 | entre 4,8-5,4 | -0,8 |
| | | | Incoloro | Amarillo | Verde | |
NaOH | 13 | 12,87 | 13 | mayor a 8,5 | mayor a 4,3 | mayor a 5,4 | -0,13 |
| | | | Fucsia | Amarillo | Azul | |

ANALISIS DE RESULTADOS
Los valores del ph en el papel indicador y en el ph teórico tienen pequeños márgenes de diferencia que quizá parezcan insignificantes; pero que en la prácticano sé den de la misma forma. El ph teórico solo es una referencia, mas no una información exacta ya que nos ayudaría en algunos casos a identificar el compuesto; mientras que el valor real (del papel indicador) que es variable debido a las diferentes condiciones del ambiente será importante en el momento de realizar reacciones con otros compuestos. El pH teórico calculado para la dilución de HCl1*10^-7 M fue de 7. Al determinar el valor del pH en la solución por colorimetría, con indicadores fenolftaleína, naranja de metilo y verde de bromocresol, se obtuvieron resultados positivos para fenolftaleína observándose la solución incolora y para naranja de metilo la solución presentaba color amarillo, lo que nos indica que el pH de la solución está por debajo de 8.5 y por encima de 4.3respectivamente. Para verde de bromocresol obtuvimos resultados negativos, ya que se esperaba un cambio de color a azul y obteniendo un color verde, esto indicándonos que el pH estaba en un rango de 4.8 a 5.4. Con la tirilla indicadora el resultado fue desfavorable, pues guiándonos por el cambio de color de los indicadores de la misma el resultado fue un pH de 5. Sin embargo al medir el pH por elmétodo electrométrico los resultados fueron favorables pues nos arrojo un valor de 6,2 y al realizar los cálculos para hallar el error nos dio una valor de -0.8, lo que nos indica que no sobrepasa el error establecido para dicha prueba. Al referirnos a este último resultado podemos decir que hubo una buena preparación de la dilución HCl 1*10^-7 M a partir de HCl 1*10^-5M. al revisar bibliografía ysegún los resultados obtenidos tenemos que los métodos colorimétricos a diferencia de los métodos electrométricos son muy poco específicos y sensibles, además los métodos colorimétricos pudiendo presentar una serie de interferencias por el cloro libre en la solución, los indicadores son muy sensibles al deterioro al igual que los estándares de color con los cuales son comparados. El pH teóricocalculado para la solución de NaOH 1*10^-1 M es de 13. Al evaluar el pH de la solución por métodos colorimétricos con indicadores fenolftaleína, naranja de metilo y verde de bromocresol, se obtuvieron para los tres resultados positivos, en fenolftaleína cambio la solución a color fucsia entendiendo con esto un pH por encima de 8.5, para naranja de metilo el color obtenido fue amarillo...