Practica 11 Indicadores y PH

ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL Departamento de Ciencias Químicas y Ambientales Laboratorio de Química General 1 Informe de Laboratorio Nº 11 INDICADORES Y PH MARCO TEÒRICO PH El pH es una medida de acidez de  acidez o alcalinidad de una disolución. una disolución. El  El pH indica la + concentración de iones hidronio iones hidronio [H3O]  presentes en determinadas disoluciones. La sigla significa: “potencial hidrógeno”, “potencial de hidrógeno" o "potencial de hidrogeniones"' hidrogeniones"' El pH se define como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los iones los iones hidrógeno. Se considera que p es un operador un operador logarítmico sobre la concentración de una disolución p = –log[...]. También se define el pOH, el  pOH, como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido. En disoluciones no acuosas o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra está relacionado con la constante la  constante de disociación del disolvente en el que se trabaje. Fuente: https://es.wikipedia.org/wiki/PH. Fuente: https://es.wikipedia.org/wiki/PH. Interpretación de la escala la escala de pH. La escala de pH se establece en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14.El número 7 correspo nde a las soluciones neutras. El sector izquierdo de la recta numérica indica acidez, que va aumentando en intensidad cuando más lejos se está del 7.Por ejemplo una solución que tiene el pH 1 es más ácida o más fuerte que aquella que tiene un pH 6.De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más básicas cuanto más se alejan del 7. Fuente: http://www.monografias.com/trabajos14/escalaph/escalaph.shtml. Fuente: http://www.monografias.com/trabajos14/escalaph/escalaph.shtml. La manera más exacta para la medición del pH, es utilizando un pHmetro y dos electrodos, uno de referencia y otro de cristal. Un pHmetro es un voltímetro que  junto con los electrodos, al ser sumergidos en una sustancia, generan una corriente eléctrica. Esta corriente eléctrica dependerá de la concentración de iones de hidrógeno que presente la solución. El pHmetro mide la diferencia de potencial entre el electrodo de referencia (plata) y el de cristal que es sensible a los iones de hidrógeno. Para obtener con exactitud el pH de una sustancia, se debe calibrar el pH con soluciones de valores de pH llamadas buffer  que  que resisten los cambios experimentados por el pH y tiene un valor de pH específico. Fuente: http://www.misrespuestas.com/que-es-el-ph.html. Fuente: http://www.misrespuestas.com/que-es-el-ph.html.

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Indicadores En química, En química, un  un indicador es una sustancia que siendo ácidos o bases débiles al añadirse a una muestra sobre la que se desea realizar el análisis, se produce un cambio químico en el que es apreciable, ap reciable, generalmente, un cambio de color; esto ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse. Son colorantes cuyo color cambia según estén en contacto con un ácido o con una base. La variación de color se denomina viraje, para esto el indicador debe cambiar su estructura química ya sea al perder o aceptar un protón. Este cambio en el indicador se produce debido a que durante el análisis se lleva a cabo un cambio en las condiciones de la muestra e indica el pun to final de la valoración. El funcionamiento y la razón de d e este cambio varían mucho según el tipo de valoración y el indicador. El indicador más usado es el Indicador el  Indicador de pH que detecta el cambio del pH. del  pH. Por  Por ejemplo, la fenolftaleína la fenolftaleína y el azul el azul de metileno. Indicador ácido-base. Es una sustancia que puede ser de carácter ácido o básico débil, de naturaleza orgánica, que posee la propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo del pH de la disolución en la que dicha sustancia se encuentre diluida. Por protonación o por transferencia de un protón las moléculas o iones del indicador adoptan estructuras adoptan  estructuras que poseen distinto color. Una característica de los indicadores es que la forma ácida (InH) y la forma f orma básica (ln), tienen colores tienen colores diferentes, por ejemplo, rojo y azul. Fuente: Rubio, Stuart Ira Fox ; traducción, José Luis Agud Aparicio, revisión, Virginia Inclán (2008). Fisiología humana (10a ed. edición). Madrid: McGraw-Hill, pág. 73. Soluciones de Buffer Las soluciones de Buffer, son disoluciones que por el agregado de cantidades moderadas de ácidos o bases fuertes mantienen prácticamente constante el pH. También se dice que una solución es amortiguadora, reguladora o tampón si la concentración de protones H+, es decir el pH de una solución no se ve afectada significativamente por la adición de pequeñas cantidades c antidades o volúmenes de ácidos y bases. Es una solución que puede absorber grandes c antidades moderadas de ácidos o bases, sin un cambio significativo en su pH, es decir, es una disolución que contiene unas sustancias que inhiben los cambios de HP, o concentración de ion hidrógeno de la disolución. Dichas sustancias pueden contener un ácido débil y su sal, por ejemplo, ácido acético y acetato de sodio, o una base débil y una sal de esa base, por ejemplo, hidróxido de amonio y cloruro de amonio. Los fluidos de los organismos vivos están fuertemente tamponados, y el agua del mar y ciertas sustancias del suelo son otros ejemplos de disoluciones tampones existentes en la naturaleza. la naturaleza. Las  Las disoluciones tampones se utilizan en química en  química y sirven como referencia en la medida del pH. Fuente: Química 1. Fundamentos. Lacreu, Aramendía, Aldabe. Ediciones Colihue Pág. 62.

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Ecuaciones para calcular el PH Por definición:

pOH = log [OH-].  –

Puesto que el agua está adulterada en una pequeña extensión en iones [OH –] y [H3O+], se tiene (constante) w (water; agua) = [H3O+]·[OH –] = 10 –14, donde [H3O+] es la concentración de iones hidronio, [OH−] la de iones hidroxilo, y Kw  es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10−14 .Por lo tanto, log Kw = log [H 3O+] + log [OH –]  –14 = log [H 3O+] + log [OH –]

14 = –log [H3O+] – log [OH –]

PH + pOH = 14 Supóngase un ácido AH con disociación parcial. El equilibrio es:

Y la constante de disociación asociada será:

En un proceso de dilución se conserva el número de moles de soluto por lo tanto: Vinicial Minicial = Vfinal Mfinal

Disolución madre.  Disolución de concentración conocida que sirve para preparar otras disoluciones. Disolución hija. Es una disolución que se obtiene a partir de una disolución de concentración conocida. Dilución. Proceso en el cual se disminuye la concentración de una disolución. Fuente: Fuente. López, , Kenneth A. Goldsby ; revisión técnica, Rodolfo Álvarez Manzo, Silvia Ponce (2013). Química  (11a. ed. edición). México; Madrid, MacGraw-Hill. pág. 101.

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OBJETIVO GENERAL Determinar el PH de un ácido y una base de diferentes concentraciones, experimentalmente, mediante indicadores y la observación de la coloración que éstas presenten.

OBJETIVOS ESPECÌFICOS 

Lograr la disminución disminución de la concentración de las diferentes diferentes soluciones



Determinar el pH y pOH de una solución acida y básica mediante la la observación para luego verificar dicho resultado calculando el mismo con el uso de ecuaciones.



Conocer la importancia de un indicador en en la medición de la acidez o basicidad de una solución.

MATERIALES Y EQUIPOS

Gradilla

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Pipetas

Pera succionadora

Tubos de ensayo

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Vaso de precipitados

Pera succionadora

Muestra H2SO4 0.1 M

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Muestra HCl 0.1 M

Muestra NaOH 0.1 M

Muestra CH3COOH 0.1 M

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Indicador amarillo

Indicador anaranjado

Tabla de referencia

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Agua destilada

PROCEDIMIENTO 1. En una gradilla colocar colocar 10 tubos de ensayo. 2. Nombrar cuatro tubos de ensayo como T1, T2, T3, T4 para HCL y otros cuatro para NaOH. 3. Proceder a formar cuatro soluciones acidas distintas de HCl y básicas de NaOH de la siguiente manera: En T1: agregar 10 ml de solución madre que se encuentra contenida en el frasco rotulado como concentración 0.1 M. En T2: agregar 1 ml del contenido de d e T1, luego 9 ml de agua agu a destilada y agitar. En T3: agregar 1 ml del contenido de T2, luego luego 9 ml de agua destilada y agitar. En T4: agregar 1 ml del contenido de T3, luego 9 ml de agua destilada y agitar. 4. Agregar a cada solución acida, contenida en los cuatro tubos de ensayo, dos gotas del indicador adecuado y agitar. Proceder de la misma manera con las cuatro soluciones básicas utilizando el otro indicador. 5. Observar la tabla de referencia que muestra los colores según el nombre del indicador (anaranjado de metilo o amarillo de alizarina) del 0 al 14, según corresponda a cada color de las soluciones preparadas. Registre Registre el valor que muestra la escala como el PH experimental. 6. Observar todas las soluciones y comparar el color con la escala para así registrar los valores del PH experimental. Luis Fernando Baque M.

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7. Con la ayuda de una pipeta tomar 2 ml de ácido sulfurico y depositar en un tubo de ensayo limpio. De la misma manera medir 2 ml de ácido acético y verter otro tubo de ensayo. 8. Agregar a las soluciones anteriores anteriores dos gotas de indicador indicador de ácido y determinar el PH de cada una por el color, comparándolo con la tabla de referencia en la escala correspondiente. 9. Anotar los valores de PH obtenidos en el tercer cuadro de resultados 10. Determinar la concentración de las cuatro soluciones acidas aci das y de las cuatro soluciones básicas. Posteriormente calcular el PH teórico con ayuda de las formulas dadas en clase. 11. Llenar la tabla de datos y la tabla de resultados.

RESULTADOS Tabla de datos Concentraciones de solución Madre de NaOH

0.1M

Concentraciones de solución Madre de HCl

0.1M

Volumen de solución concentrada para primera dilución

1mL

Volumen total de solución nueva (1° dilución)

10mL

Ecuación para calcular concentración de diluciones

M1V1=M2V2

Volumen de solución concentrada para segunda dilución

1mL

Volumen total de solución nueva (2° dilución)

10mL

Volumen de solución concentrada para tercera dilución

1mL

Volumen total de solución nueva (3° dilución)

10mL

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Paralelo 3

Tablas de resultados

Tubo #

Soluciones

Concentración de cada solución

pH experimental (observado)

pH teórico (calculado)

1

NaOH

0.1 M

13

13

2

NaOH

0.01 M

11.5

12

3

NaOH

0.001 M

10

11

4

NaOH

0.0001 M

9.5

10

Tubo #

Soluciones

Concentración de cada solución

Solución indicadora

Color observado de la solución

pH experimental (observado)

pH teórico (calculado)

1

HCl

0.1 M

 Anaranjado  Anaranjado de metilo

Rojo

0.5

1

2

HCl

0.01 M

 Anaranjado  Anaranjado de metilo

Rojo anaranjado

1.5

2

3

HCl

0.001 M

 Anaranjado  Anaranjado de metilo

 Anaranjado  Anaranjado

2.5

3

4

HCl

0.0001 M

 Anaranjado  Anaranjado de metilo

 Amarillo

4

4

Tubo #

Soluciones

Concentración de cada solución

Solución indicadora

Color observado de la solución

pH experimental (observado)

pH teórico (calculado)

1

H2SO4

0.1 M

 Anaranjado  Anaranjado de metilo

Rojo

0.5

1

2

HCH3COO

0.1 M

 Anaranjado  Anaranjado de metilo

Rojo anaranjado

2.5

2.87

Luis Fernando Baque M.

Solución indicadora

Color observado de la solución

 Amarillo de Rojo de ciruela alizarina  Amarillo de  Anaranjado  Anaranjado alizarina  Amarillo de  Amarillo rojizo rojizo alizarina  Amarillo de  Amarillo alizarina

Paralelo 3



Calculo de la concentración de cada solución

HCl y NaOH T1: Concentración = M1 = 0.1 M T2: M1V1=M2V2 M1= 0.1M (0.1M)(1mL)= M2 (10mL) M2=0.01M

T3: M2V2=M3V3 M2= 0.01M (0.01M)(1mL)= M3 (10mL) M3=0.001

T4: M3V3=M4V4 M3= 0.001M (0.001M)(1mL)= M3 (10mL) M3=0.0001



Calculo del PH teórico de las soluciones acidas

T1: HCl 0.1 M pH= - log[H+] pH= - log[0.1] pH=1

T2: HCl 0.01 M pH= - log[H+]

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Paralelo 3

pH= - log[0.01] pH= 2

T3: HCl 0.001 M pH= - log[H+] pH= - log[0.001] pH= 3

T4: HCl 0.0001 M pH= - log[H+] pH= - log[0.0001] pH= 4



Calculo del PH teórico de las soluciones básicas

T1 : NaOH 0.1 M pOH = –log [OH-]. pOH= - log[0.1] pOH=1

pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH pH = 14 – 1 pH = 13

T2 : NaOH 0.01 M pOH = –log [OH-]. pOH= - log[0.01] pOH= 2

Luis Fernando Baque M.

pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH pH = 14 – 2 pH = 12

Paralelo 3

T3 : NaOH 0.001 M pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH pH = 14 – 3 pH = 11

pOH = –log [OH-]. pOH= - log[0.001] pOH= 3

T4 : NaOH 0.0001 M pOH = –log [OH-]. pOH= - log[0.0001] pOH= 4



pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH pH = 14 – 4 pH = 10

Calculo del PH del H2SO4

H2SO4 → 2H + SO4 [H2SO4]=0.2 pH= - log[H+] pH= - log[0.2] pH= 0.7 

Calculo del PH de HCH3COO

HCH3COO +Ki

↔

H+ + CH3COO

[] [] Ka = []

[H+ ] = K a ∗ [HCH3COO] Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

K = 1.8x10−5 [H+ ] = √(1.8x10 √(1.8x10−5 )(0.1)

[H+] = 1.34x10− pH = - log[1.34x10−] pH = 2.87 Gráficos

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

ANÁLISIS DE RESULTADOS

Podemos asegurar sin duda alguna que el resultado obtenido en ésta práctica fue muy bueno debido a que nuestros datos experimentales fueron muy exactos a los datos teóricos como puede apreciarse en parte de la tabla de resultados finales: Acido pH experimental (observado)

pH teórico (calculado)

13 11.5 10 9.5

13 12 11 10

pH experimental (observado)

pH teórico (calculado)

0.5 1.5 2.5 4

1 2 3 4

pH experimental (observado)

pH teórico (calculado)

0.5 2.5

1 2.87

Base

H2SO4 Y HCH3COO

Se puede verificar que el pH experimental (aquel que determinamos a partir de la observación y comparación de los colores de las diferentes soluciones con la escala de referencia) y el pH teórico (aquel que se calculó a partir de ecuaciones matemáticas) son muy cercanos, es decir no hay mucha dispersión entre estos valores. Todo esto se logró gracias a que las mediciones de volumen se tomaron de la forma más cautelosa posible, así también como el uso apr opiado de las diferentes ecuaciones para el cálculo del pH que se utilizaron en esta práctica, tratando de cometer el porcentaje de error más bajo que a nuestro criterio tal vez fue de un 9 %.  Además otra herramienta importante que nos ayudó a obtener el valor final f inal fue la correcta determinación de la concentración de las soluciones. En fin, nuestro trabajo fue muy bueno porque teníamos claro el fundamento teórico en que se basaba la práctica lo cual nos permitió tener un buen desenvolvimiento y realizamos todo el proceso respetando las condiciones, pero Luis Fernando Baque M.

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sobre todo, tuvimos una muy buena observación , como por ejemplo: al momento de hacer la comparación entre el color de solución con la referencia que teníamos y luego decidir el valor más apropiado, manejamos los instrumentos con una buena técnica y tuvimos exactitud al realizar los cálculos en base a ecuaciones, ya que nuestros valores fueron muy aproximados, terminamos la práctica en un buen tiempo y sin ninguna dificultad, así que también podemos decir que cumplimos con nuestro objetivo general al igual que los objetivos específicos.

CONCLUSIONES



Por lo tanto, se se aprendió que el pH determina muchas características notables de la estructura y de la actividad de las moléculas, por lo tanto, del comportamiento de células y organismos. La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más utilizados en química y bioquímica.



En consecuencia, al añadir un indicador a una sustancia, siendo siendo ácidos  ácidos o bases débiles, se produce un cambio químico que es apreciable, generalmente un cambio de color, de  color, esto  esto ocurre porque estas sustancias sin ionizar tiene un color distinto que al ionizarse.

 

Por ende, diversas reacciones químicas que se generan en disolución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas.

Luis Fernando Baque M.

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RECOMENDACIONES



Seguir todos los pasos adecuadamente al momento de realizar esta práctica para obtener muy buenos resultados.



Se recomienda que al momento momento agregar acido, base, ácido sulfurico sulfurico o ácido acético en los tubos de ensayo se proceda a hacerlo con diferentes pipetas para no afectar las soluciones.



Apreciar el color de cada solución exponiendo el tubo tubo de ensayo a la luz solar y no en un lugar oscuro.

Luis Fernando Baque M.

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REFERENCIAS









Rubio, Stuart Ira Fox ; traducción, José Luis Agud Aparicio, revisión, Virginia Inclán (2008). Fisiología humana  (10a ed. edición). Madrid: McGraw-Hill, ISBN McGraw-Hill, ISBN 978-84-481-6173-6,  978-84-481-6173-6, pág.  pág. 73. Química 1. Fundamentos. Lacreu, Aramendía, Aldabe. Ediciones Colihue SRL. ISBN: 9505813430. Pág. 62.

Fuente. López, , Kenneth A. Goldsby Goldsby ; revisión técnica, Rodolfo Rodolfo Álvarez Álvarez Manzo, Silvia Ponce (2013). Química (11a. ed. edición). México; Madrid [etc.]: MacGraw-Hill. ISBN MacGraw-Hill. ISBN 978-607-15-0928-4,  978-607-15-0928-4, pág.  pág. 101. Manual de prácticas de de laboratorio de química química edición 2015, ESPOL.

Internet:



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



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



http://www.misrespuestas.com/que-es-el-ph.html.

Luis Fernando Baque M.

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ANEXOS

Preguntas

1. ¿Describa otra manera de medir el pH? un  potenciómetro, R//. El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro (/pe achímetro/ o /pe ache metro/), un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: dos  electrodos: un electrodo un electrodo de referencia (generalmente de plata de plata/cloruro /cloruro de plata) y plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ion de hidrógeno.

2. ¿Qué puede causar las variaciones de pH en nuestro organismo? R//. Las variaciones de pH en nuestro organismo pueden modificar ciertos procesos fisiológicos, tal es el caso de la reacción enzimática. Cada enzimática. Cada enzima de nuestro cuerpo tiene un intervalo de pH, que comúnmente se le conoce como "pH óptimo", en el cual la enzima desarrolla su máxima actividad. Si esta se encuentra en condiciones fuera del pH óptimo, puede reducir su velocidad de activación, modificar su estructura, o lo que es peor, dejar de funcionar. 3. ¿Cuáles son los indicadores más usados? R//. Los indicadores más usados son:   



Indicador de pH, detecta el cambio del pH. Indicador redox, un indicador químico de titulación redox. Indicador complejométrico, un indicador químico para iones metálicos en complejometría. Indicador de precipitación, utilizado para valoraciones de precipitación o solubilidad, generalmente gravimetrías

4. ¿Qué utilidad tiene el papel indicador universal? gran utilidad en los laboratorios para poder para poder medir de manera muy sencilla sen cilla R//. Es gran utilidad los diferentes pH de las disoluciones. Su manejo es extremadamente sencillo,

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pues basta con introducir un trocito de papel en la disolución problema, y éste inmediatamente mostrará un color determinado, que puede ir desde el rojo al azul, dependiendo si es ácida o básica.

5. ¿Cómo está formada una solución Buffer? R//. Una disolución de Buffer la forman una mezcla de ácido débil y su base conjugada en concentraciones relativamente elevadas, aunque también puede estar formada por una mezcla de una base y su ácido conjugado (amoníaco/amonio).

Luis Fernando Baque M.

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