ph soluciones amortigiadoras membranas

1. UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
(Universidad del Perú, Decana de América)
FACULTAD DE QUIMICA, INGENIERIA QUIMICA E INGENIERIA
AGROINDUSTRIAL
E.A.P. INGENIERIA AGROINDUSTRIAL
DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE OPERACIONES UNITARIAS
MEDIDA DEL PH 2015
ALUMNOS: ROMANÍ FLORES, YULYANI
ESPINOZA BARRIENTOS, NATALIA

2. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
1
Contenido
FUNDAMENTOS DE LA POTENCIOMETRIA...............................................................................2
PUNTO DE EQUIVALENCIA: ......................................................................................................3
Derivación numérica para determinar los puntos de equivalencia en titulaciónes
Potenciométricas..........................................................................................................................3
VINO: ACIDOS...............................................................................................................................4
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL..............................................................................................5
TABLAS DE DATOS Y RESULTADOS ............................................................................................6
CALCULOS.........................................................................................................................................9
DISCUSIÓN DE RESULTADOS...................................................................................................... 11
GRAFICOS........................................................................................................................................13

3. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
2
FUNDAMENTOS DE LA POTENCIOMETRIA
La Potenciometría o métodos potenciométricos de análisis, se basan en la medida de la FEM
reversible de una celda electroquímica, la cual se puede relacionar directa (potenciometría directa)
o indirectamente (valoraciones potenciométricas) con la concentración de una sustancia o ion en
solución.
Las valoraciones potenciométricas dependen de la medición del cambio de potencial de un
electrodo indicador sumergido en la solución que se valora a medida que se añade el reactivo,
debido a que los potenciales de electrodos dependen de las concentraciones de las sustancias
que forman parte en la reacción y es por esto que la determinación de los mismos tiene utilidad en
analítica cuantitativa.
Las medidas potenciométricas pueden aplicarse a la determinación de pH y también a la
determinación del punto final de valoraciones ácido-base, redox y complejométricas. Este método
es particularmente útil en valoraciones donde no se ha encontrado un compuesto químico
adecuado como indicador visual o cuando la solución es coloreada, turbia o fluorescente que hace
difícil o imposible seguir el cambio de color del indicador con precisión. Otra ventaja es que los
puntos finales pueden localizarse sin grandes dificultades aun en soluciones muy diluidas.
Si se desea, el método potenciométrico puede proveer una información continua y detallada del
curso completo de una reacción analítica. En el sentido más amplio el método provee tanto una
técnica para el análisis cuantitativo como una herramienta para la investigación con la cual puede
conocerse la identidad, concentración y comportamiento químico de algunos iones componentes
de un electrolito. Las constantes de disociación de ácidos y bases, las fortalezas relativas de
varios agentes oxidantes, el pH de una precipitación incipiente y la investigación de la formación
de iones complejos son algunas de las posibilidades de interés práctico que pueden realizarse con
el método potenciométrico.
En general para valoraciones donde es el cambio de potencial y no el potencial del electrodo en
realidad lo que se desea, todo lo que se necesita para la valoración es: un electrodo indicador, un
electrodo de referencia, un agitador magnético o algún medio para una agitación adecuada de la
solución durante la valoración y la bureta con el agente valorante.
Ambos electrodo, el indicador y el de referencia estaran conectados a un potenciómetro graduado
para leer potencial o pH.

4. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
3
Es de señalar que la curva de valoración obtenida tendra la misma forma que usted conoce
PUNTO DE EQUIVALENCIA:
El punto de equivalencia (p.d.e.) de una valoración es aquel en el cual los reactivos valorando y
valorante han reaccionado completamente y con arreglo a la estequiometría de la reacción que
ocurre en la valoración. El punto final de una valoración es aquél en el que se produce el cambio
de alguna propiedad en el medio que indica que ha alcanzado el punto de equivalencia.
pH-METRO:
La medida experimental del pH de una disolución se realiza mediante un pH-metro. Este
instrumento consta de una sonda de medida (generalmente se trata de un electrodo combinado
cuyo funcionamiento se encuentra detallado en la práctica 20) la cual se conecta a un
potenciómetro que está calibrado en unidades de pH. El pH-metro mide la diferencia de potencial
que existe entre la disolución interior de referencia y la concentración de protones exterior y a
través de su calibración interna la convierte en una lectura de pH.
Derivación numérica para determinar los puntos de equivalencia en titulaciónes
Potenciométricas

5. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
4
Derivación numérica para determinar los puntos de equivalencia en titulaciónes Potenciométricas
Recuerde que la variación del pH durante una titulación de neutralización sigue un
comportamiento sigmoidal, debido a la variación de la diferencia de potencial eléctrico entre la
membrana del electrodo de vidrio y el electrodo de referencia del pHmetro. De aquí que en el
punto de equivalencia, la curva de titulación presente un punto de inflexión debido al cambio
rotundo en la acidez del sistema solución a titular / solución titulante. Use las aproximaciones de
diferencias finitas para estimar la primera y segunda derivada de la función entre el pH y el
volumen de solución titulante. Represente en una figura la variación de la primera y segunda
derivada del pH con respecto al volumen, usando el volumen promedio. A través de los criterios
para la ubicación de un punto de inflexión, determine el punto de equivalencia de las titulaciónes
VINO: ACIDOS
Se localizan principalmente en la pulpa de las bayas y son en su mayoría el ácido tartárico, ácido
málico y ácido cítrico. Otros solo se ponen de manifiesto cuando son atacados por hongos de
manera involuntaria o forzamos el ataque (caso de Botrytis). Estos ácidos suelen estar salificados
con potasio, calcio, magnesio y sodio.
 El ácido tartárico es un diácido. Es el responsable principal del pH del mosto y del vino.
Tiene parcialmente salificados todos sus grupos ácidos con potasio (bitartrato potásico o
cremor tártaro) y con calcio (tartrato neutro de calcio tetrahidratado). Estas sales son poco
solubles por lo que pueden precipitar. La concentración de cremor tártaro es muy alta en
Vitis vinifera.
 Ácido málico. El ácido málico también es un diácido pero más débil que el tartárico. La falta
de un grupo alcohol en su estructura lo debilita. Tiene un olor que recuerda a manzanas
verdes.
 Ácido cítrico. El ácido cítrico es un triácido pero su tercera función ácida tiene un pKa muy
elevado respecto a los pKa a los que trabajamos por lo que estará totalmente libre (se
podría decir que no tiene ninguna influencia) y es por lo que se comporta como un diácido
con características intermedias entre el tartárico y el málico.

6. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
5
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1. Calibración del pH-metro:
Haciendo uso delas soluciones buffer de 4, 7 y 10, se verifica el buen funcionamiento.
2. ESTANDARIZACIÓN DE NAOH 0,1N CON BIFTALATO DE POTASIO:
 Primero se preparó la solución de NaOH con 0.4175 g en volumen de 100 mL.
 Luego se pesó 0.5107 g de biftalato de potasio y en un vaso de 250 se disolvió
con agua destilada hasta volumen de 100 mL.
 Se procedió a llenar la bureta con el NaOH
 Luego se colocó el vaso en el agitador magnético para homogenizar la disolución
durante toda la etapa de titulación.
 Después se introdujo el electrodo del pH-metro en la solución a titular.
 Luego se anotó la lectura del pH inicial de la solución, luego se adicionó la
solución de NaOH desde la bureta enrasada y se tomaron datos en cada adicion
de volumen y su pH correspondiente.

7. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
6
3. DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ DE UN VINO COMERCIAL (% DE ÁCIDO
TARTÁRICO):
 Se pesó el vino (25,0046 g) y se colocó en un vaso de 250 ml, luego se diluyo con
un volumen aproximado de 150 mL de agua destilada.
 Luego se colocó el vaso con la disolución sobre el agitador magnético.
 Después se introdujo el electrodo en la solución a titular, y se realizó la lectura del
pH inicial de la solución de NaOH desde una bureta enrasada, y de igual manera
que con el biftalato se fue anotando los volúmenes y pH.
TABLAS DE DATOS Y RESULTADOS
1. Pesos de NaOH, BHK y vino:
NaOH BHK Vino
Masa (g) 0.4090 0.500 25.0046
2. % de ácido tartárico:
VINO TINTO
Ácido Tartárico 0.312% 0.078 g

8. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
7
3. Estandarización de NaOH 0.1N con BHK

9. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
8
4. Determinación de la acidez de un vino comercial ( % de ácido tartárico)
Ejemplo de cálculos :
Para hallar las derivadas
1 derivada ∆ pH/∆V:
(PH2−PH1)
(V2−V1)
=
(4.11−4.02)
1−0
= 0.09
2 derivada ∆ pH2/∆V2:
(∆ pH/∆V) 2−(∆ pH/∆V) 1)
(V3+V2)/2)−((V2+V1)/2)
=
0.1−0.09
1.5−0.5
=0.01

10. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
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CALCULOS
 Cálculo del peso para la preparación de NaOH 0.1 N:
𝑁 = 𝑀 𝑥 𝜃
0.1 =
𝑚
𝑃. 𝑀
𝑉
𝑥 𝜃
0.1 =
𝑚
40
0.1𝐿
𝑥 1
𝑚 = 0.40 𝑔
 Hallando el volumen teórico de la titulación:
#𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣. 𝑁𝑎𝑂𝐻 = # 𝐸𝑞𝑢𝑖𝑣. 𝐵𝑖𝑓𝑡𝑎𝑙𝑎𝑡𝑜
𝑉𝑡 =
0.500𝑥1000
204.22
0.1𝑁
𝑉𝑡 = 24.5𝑚𝐿
 NORMALIDAD CORREGIDA:
Del gráfico 1, el volumen gastado de NaOH es 30.6 mL
𝐹𝑐 =
𝑉 𝑇
𝑉 𝑃
=
24.5
30.6
= 0.8
Entonces:
NC = FC × NT = 0.8× 0.1= 0.08
NC =0.08 N

11. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
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 DETERMINACION EN GRAMOS DEL ACIDO TARTÁRICO:
Del gráfico 2, el volumen gastado de NaOH es 21 mL
𝐸𝑞 − 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝐸𝑞 − 𝑔 𝐴𝑐. 𝑇𝑎𝑟𝑡á𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑁 𝑥 𝑉𝑔 =
𝑚
𝑃. 𝐸
0.08 𝑥 21𝑥10−3 =
𝑀 𝑔
75.05
𝑀(𝑔) = 0.126
Luego calculando el % de acidez:
%𝒂𝒄𝒊𝒅𝒆𝒛 =
𝐖 𝐀.𝐓𝐚𝐫𝐭.
𝑾 𝒎𝒖𝒆𝒔𝒕𝒓𝒂
∗ 𝟏𝟎𝟎 =
𝟎. 𝟏𝟐𝟔
𝟐𝟓. 𝟎𝟎𝟒𝟔
∗ 𝟏𝟎𝟎
%𝒂𝒄𝒊𝒅𝒆𝒛 = 𝟎. 𝟓𝟎𝟒

12. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
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DISCUSIÓN DE RESULTADOS
 El peso de la muestra es de 24.0046 g, y según fuente teórica INTA la cantidad de acido
tartarico por litro es 2 – 5.1g/L, considerando como densidad media del vino 0.89g/ml
entonces 0.126gramos de ácido tartárico /0.025L de muestra tenemos una acidez de 5.04
Lo cual nos indica que está dentro del rango teórico.
 Debido al resultado satisfactorio y a mi parecer este método es ideal para analizar
sustancias en bajas concentraciones en los alimentos pues da resultados confiables.
CONCLUSIONES
 Este método es recomendable para hallar el porcentaje de ácido en muestras de vinos y de
diferentes bebidas.
 Los resultados demuestran que estamos cumpliendo con los estándares recomendados en
la bibliografía.
 Este método es útil para la evaluación de muestras que posean turbidez muy fuerte como
el vino

13. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
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RECOMENDACIONES
 El pH es un equipo altamente sensible, por lo tanto el manejo del mismo debe ser
con mucho cuidado especialmente con el electrodo.
 La calibración del instrumento es fundamental para los resultados eficaces. con la
solución tampón de pH 3,00 y 7,00
 Los volúmenes que se adicionan deben ser escogidos de manera adecuada para
evitar perdernos el salto de pH.
 Debemos esperar que el pH-metro se estabilice para anotar el pH
 Es Importante el uso de agitador magnético para homogenizar la disolución durante
toda la etapa de titulación
.
BIBLIOGRAFÍA
 http://www.uam.es/docencia/qmapcon/QUIMICA_GENERAL/Practica_15_Deter
minacion_de_%20la_Acidez_%20del_Vinagre_mediante_Valoracion_%20con_u
n_%20Indicador_y_por_Potenciometria.pdf
 http://www.sabrosia.com/2012/10/los-acidos-del-vino/
 http://www.culturadelvino.org/mobile/actividades/pdf/encuentros/encuentro_2005.
pdf
 http://www.uam.es/personal_pdi/ciencias/lhh345a/Potenciometrias.pdf
 http://www.uprh.edu/~royola/3026/Titulacion_Potenciometrica.pdf
 http://www1.ciq.uchile.cl/login/index.php
 INTA :
http://www.inta.gov.ar/mendoza/invest/Doc_Cursos/2.%20Los%20est%C3%ADmulos%2
0%C3%A1cidos%20del%20vino.pdf)

14. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
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GRAFICOS
Grafica 1 : Estandarización de NaOH 0.1N con BHK
1 derivada
0
2
4
6
8
10
12
0 5 10 15 20 25 30 35
PH
NaOH gastado (ml)
Estandarizaciónde NaOH 0.1N con BHK

15. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
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2 derivada
Grafica 2: ESTANDARIZACION DE Naoh 0.1 N con vino tinto
0
1
2
3
4
5
6
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10111213141516171819202122232425262728293031323334
PH
V naoh ml

16. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
15
Volumen
gastado =
22.5 ml

17. Análisis Químico Instrumental – Medida del PH
16
-0.2
-0.15
-0.1
-0.05
0
0.05
0.1
0.15
0 5 10 15 20 25 30
2 DERIVADA