UNIVERSIDAD PRIVADA

NORBERT WIENER

FACULTAD DE FARMACIA

Y BIOQUÍMICA

CURSO : FISICO-QUIMICA

TEMA : DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DEL PH

CATEDRATICO : VILLANUEVA VILCHEZ, HUGO

ALUMNOS: Bautista Santos, Melisa CarmenChochoca Vasquez, John GonzaloSamaniego López, MariluzSánchez Gonzales, Mercedes Sara VioletaValle León, Tito Charlie

CICLO : III

SECCION : FB4033

LIMA –PERU2015

Practica Nº 2 determinación experimental del pH

2.1 Marco teórico

DEFINICION DE pH:

Es el logaritmo de la recíproca de la concentración de iones hidronio (H3O+ ó

el logaritmo negativo de la concentración de los iones hidronio.

pH = log 1 / H3O+

pH = - log H3 O+

La concentración de iones hidronio está expresada en unidades de molaridad o

mol/lt.

1.- EXPRESIONES MATEMATICA DE pH.-

a. Producto Iónico del Agua (Kw) .-

Kw = H3O+ x -OH

Kw = 10 – 14

PKw = 14

b. Ecuación de pH para un Acido Fuerte:

HCl + H2O H3O+ + CI-

pH = -log H3O+

c.- Ecuación de pH para una Base Fuerte:

NaOH + H2O -OH + Na+

pOH = -log -OH

pH = pKw - pOH

d.- Ecuación de pH para un Acido Débil:

AcH + H2O H3O+ + Ac-

pH = 1/2 pKa - 1/2 log C

e.- Ecuación de pH para una Base Débil:

NH3 + H2O NH4+ + -OH

pH = pKw - 1/2pKb + 1/2 log C

2.- EQUILIBRIO HIDROLITICO.

a. Ecuación de pH de una sal de Acido Débil y Base Débil.

AcNH4 + H2O Ac- + NH4+ + -OH + H3O+

pH = 1/2 pKw + 1/2pKa - 1/2pKb

2.2 Competencias

Esta práctica tiene como objetivo determinar en forma experimental el pH de

una sustancia, aplicado diversos métodos.

2.3 Materiales y equipos

PAPELES INDICADORES ESCALA DE CLARK Y LUBS Y POTENCIOMETRO

a.- Método colorimétrico.-

INDICADORES COLOR COLOR INTERVALO

DE pH

PKIn

H+ OH-

Azul de Timol Rojo Amarillo 1,2 a 2,8 1,5

Azul de Bromofenol Amarillo Azul 3,0 a 4,6 ----------

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4,2 a 6,2 5,1

Azul de Bromotimol Amarillo Azul 6,0 a 7,0 7,0

Azul de Timol Amarillo Azul 8,0 a 9,6 8,9

a.- Método potenciométrico.-

El potenciómetro a través de sus elementos electroquímicos transforma la

energía química en eléctrica produciendo una fuerza electromagnética

aproximadamente de

1 voltio, acción que se efectúa por el intercambio iónico de las sustancias

químicas participantes el trabajo con el potenciómetro.

2.4 Procedimiento

1.- Método Colorimétrico:

Se efectúa la selección del indicador adecuado, determinado el pH aproximado

utilizando papel indicador de los colores siguientes:

COLOR RANGO DE pH

Azul 0,5 - 5,0

Amarillo 5,5 - 9,0

Rojo 9, 5 13,0

Luego, el papel indicador de referencia se le agrega II gotas de la muestra

problema, el color obtenido se compara con la escala coloreada que indica el

pH de la sustancia. De esta manera se podrá encontrar el pH aproximado

correspondiente a la sustancia.

2.- Método Potenciométrico:

Primeramente, se debe calibrar el instrumento con una solución reguladora.

Luego se procede a lavar el electrodo, el cual es sumergido a continuación, en

la muestra problema y se lee pH correspondiente.

I. RESULTADOS

A. Demostración de la acción reguladora de una solución tampón

SOLUCIÒN TUBO 1 TUBO 2 TUBO 1 TUBO 2

(ml) (ml) (ml) (ml)

NaH2PO4 1/15

M7,80 7,80 ---- ----

Na2HPO4 1/15

M12,2 12,2 ---- ----

Agua destilada ---- ----- 10,0 10,0

Determinar el pH 7,46 7,46 6,39 6,39

HCl 0, 1 M 1 ml 1 ml

NaOH 0,1 M 1 ml 1 ml

Determinar el pH 7,33 7,67 2,82 11,90

Capacidad

amortiguadora5,49 3,40 ---- ----

Capacidad amortiguadora:

β=∆ [Base−Ácido ]

∆ pH

β1=[12,2x

115

−1 x 01]

7,46−7,33

β1=5,487179487

β1≅ 5,49

β2=[12,2x

115

−1 x 0,1]

7,67−7,46

β2=3,396825397

β2≅ 3,40

B. Comparación de la capacidad de una solución tampón con otra no tamponada

SOLUCIÒN TUBO 1 (ml) TUBO 2 (ml)

H3BO3 % 20,0 --

NaH2PO4 1/15 M 7,8 7,8

Na2HPO4 1/15 M 12,2 12,2

Determinar el pH 7,49 7,49

NaOH 0, 1 M 1 ml 1 ml

Determinar el pH 7,65 7,64

Determinar la Diferencia del pH 0,16 0.15

Capacidad amortiguadora 4,46 4,76

Capacidad amortiguadora:

β=∆ [Base−Ácido ]

∆ pH

β1=[12,2x

115

−1 x 0,1]

7,65−7,49

β1=4,458333333

β1≅ 4,46

β2=[12,2x

115

−1 x 0,1]

7,64−7,49

β2=4,75555556

β2≅ 4,76

C. Importancia del tamponamiento para mantener la solubilidad de una droga

SOLUCIÒN TUBO 1 (ml) TUBO 2 (ml)

Fenobarbital sódico 1,5 % en

alcohol10,0 10,0

Determinar el pH 9,2 9,2

TUBO 3 (ml) TUBO 4 (ml)

HCl 0,1 M 3,0 3,0

Tampón Borato -- c.s.p. 10,0

Agua destilada c.s.p. 10,0 --

Mezclar el contenido de los tubos (1+3) y (2+4), determinar:

Precipitado Sí No

Determinar el pH (1+3) 7,88

Determinar el pH (2+4) 9,70

Se formó un precipitado en la mezcla de tubos 1 y 3. En cambio en la mezcla de

tubos 2 y 4 se solubilizo la mezcla.

D. Concentración del fenobarbital sódico

pH(fenobarbital sódico )=12pkw+

12pka(fenobarbital)+

12

log [Sal ]

Si: pH ( fenobarbitalsódico )=9,2

pkw=14

pka (fenobarbital)=7,4

Luego:

9,2=7+3,7+ 12

log [ Sal ]

−3=log [Sal ]

Antilog (−3 )= [Sal ]

[Sal ]=0,001

IV. CUESTIONARIO

1. Demostrar de acuerdo a los grupos funcionales por qué un grupo amida puede

ser ácido.

Las amidas se hidrolizan en medios ácidos, bajo calefacción, formando aminas y

ácidos carboxílicosi.

La etanamida [1] se hidroliza en medio sulfúrico para formar el ácido

etanoico [2]. 

El mecanismo de la reacción transcurre en los siguientes pasos:

Etapa 1. Protonación del oxígeno carbonílico.

Etapa 2. Ataque nucleófilo del agua al carbono carbonilo

Etapa 3. Desprotonación del agua y protonación del grupo amino.

Etapa 4. Eliminación de amoniaco

Etapa 5. Desprotonación del oxígeno carbonílico

2. Una solución amortiguadora formada por 2 moles de ácido acético y 2 moles de

acetato de sodio en un volumen determinado de agua. ¿Qué pH tendrá antes y

después de añadir 0,0086 moles de HCl?

pH antes de añadir 0,0086 moles de HCl:

pH=pka+ log[Baseconjugada ]

[Ácido ]

Si: pka (Ácido Acético)=4,74

pH=4,74+ log[ 2 ][ 2 ]

pH=4,74

pH después de añadir 0,0086 moles de HClii:

[CH 3COOH ]= [CH 3COONa ]=2M

HCl adicionado = 0,0086M

0,0086 M 0,0086 M

H+ se combina con CH3COO- y producen CH3COOH

0,0086 M 0,0086 M

La concentración de CH3COOH se incrementará a 2,0086 M y la concentración

de CH3COO- disminuirá a 1,9914 M.

Ahora: pH=pka+ log[Baseconjugada ]

[Ácido ]

Si: pka=4,74

[Base conjugada ]=1,9914M

[Ácido ]=2,0086M

Luego: pH=4,74+ log[1,9914 ][2,0086 ]

pH=4,736265044

pH≅ 4,74

3. ¿Qué pareja escogería para preparar un tampón de pH 7,2? ¿Cuántos gramos

del ácido y cuantos gramos de su base conjugada, serán necesarios si la

concentración total del tampón es 0.42 moles/litro?

Escogería H2CO3 (Ácido carbónico) y NaHCO3 (Bicarbonato sódico)

Luego:

Fórmula usada3:

pOH=pk b+log[Base conjugada]

[Base ]

Si: pOH=14−pH

pOH=6,8

pkb=6,37

Ahora: 6,8=6,37+ log[Baseconjugada ]

[Base ]

0,43=log[Baseconjugada ]

[Base ]

[Baseconjugada ][Base ]

=2,691534804

Luego: x

0,42−x=2,691534804

1,130444618=3,691534804 x

x=0,3062261845

Entonces: [NaHCO3 ]=0,3062261845mol / lit

[H 2CO3 ]=0,42−0,3062261845=0,1137738155mol / lit

Ahora con: M= N °molesV

M=

wMV

Considerando que el volumen es de 1 litro:

M=WM

Con H 2CO3:

0,1137738155mol= W62 g/mol

W=7,053976561gr

Con NaHCO3:

0,3062261845mol= W84 g/mol

W=25,7229995gr

V. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

i Katzung B. Farmacología básica y clínica. 10ma ed. México: Manual Moderno; 2007. 1182 pp.ii Atkins J. Principios de Química: Los caminos del descubrimiento. 3ra ed. Madrid: Médica

Panamericana; 2006.