Escuela Superior Politécnica del Litoral

Institutos de Ciencias Químicas y Ambientales

Informe 10

1. Titulo de la Práctica: Indicadores y pH

Nombre: Diana Carolina Sánchez Caicedo

Paralelo: 102

Profesor: Ing. Oswaldo Valle

2. Objetivos: 1. Determinar el pH experimental de las soluciones ácidas y básicas de diferentes

concentraciones, de acuerdo a la coloración que presenten mediante el uso de indicadores.

2. Conocer el concepto de pH.

3. TeoríaIndicador

En química, 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 físico que es apreciable, generalmente, un viraje de color; esto ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse.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 punto final de la valoración. El funcionamiento y la razón de este cambio varía mucho según el tipo de valoración y el indicador.Los indicadores más usados son:Indicador de pH, detecta el cambio del pH. Por ejemplo, la fenolftaleína.Son aquellas sustancias que sirven tienen la desventaja de que son temporales.

pHEl pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinada sustancia. La sigla significa "potencial de hidrógeno". Este término fue acuñado por el químico danés Sorensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de 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

El 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 protones en la disolución), y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH−.Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH– y H3O+, tenemos que:

Kw = [H3O+]·[OH–]=10–14 en 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 [H3O+] + log [OH–]–14 = log [H3O+] + log [OH–]14 = –log [H3O+] – log [OH–]pH + pOH = 14

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.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 estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

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 ión 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. Algunos compuestos orgánicos que cambian de color en función del grado de acidez del medio en que se encuentren se utilizan como 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 pueden ser menores que 1 y 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.

Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 ºC. 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.En 1909, el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno como el logaritmo negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno. Esto es:

4. Procedimiento:1. Colocar en una gradilla 10 tubos de ensayo.2. Preparar cuatro soluciones de hidróxido de sodio y cuatro soluciones de ácido

clorhídrico de distintas concentraciones en ocho tubos.3. Preparar cuatro soluciones de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio con diferentes

concentraciones. Para el efecto, proceder de la manera siguiente:

T1 Introducir 10 mL de solución madre contenida en el frasco rotulado como

concentración 0.1 M.

T2 Introducir 1 mL del T1 y agregar 9 mL de H2O destilada y agitar.

T3 Introducir 1 mL del T2 y agregar 9 mL de H2O destilada y agitar.

T1 Introducir 1 mL del T3 y agregar 9 mL de H2O destilada y agitar.

4. Verter 2 gotas de un indicador (escoger el adecuado) en los cuatro tubos de ensayo que contienen las soluciones ácidas y agitar. Igualmente proceder con las cuatro soluciones básicas.

5. Observar en la tabla de indicadores, por la coloración de cada tubo de ensayo, anotar el pH aproximado en cada solución.

6. Medir con una pipeta graduada 2 mL de ácido sulfúrico y depositarlo en un tubo de ensayo. Igualmente, 2 mL de ácido acético en otro tubo de ensayo.

7. Agregar 2 gotas del indicador para ácidos y reconocer el pH de las dos soluciones con la tabla de indicadores.

8. Anotar los valores obtenidos experimentalmente en la tabla de datos y resultados.9. Determinar las concentraciones de las soluciones dispuestas en los 4 tubos de las

ácidas y de las básicas y calcular teóricamente el pH de cada solución, aplicando las fórmulas dadas en las clases teóricas.

5. Dibujos y/o Gráficos. Materiales.

Gradilla 10 tubos de ensayo

4 pipetas Tabla de escala de pH para indicadores para ácidos y bases

Gotero de indicador para ácidos Gotero de indicador para bases

Solución de NaOH 0.1 M Solución de HCl 0.1 M

Solución de H2SO4 0.1 M Solución de CH3COOH (C2H4O2) 0.1M

6. Tabla de Datos y Resultados

Solución de HCl

Concentración molar

pH Experimental

pH Calculado Observación

0.1 M 1.5 1.0 Se tornó de un color rosado (casi rojo) muy fuerte al agitarlo.

0.01 M 2.0 2.0 Se tornó de un color rosado fuerte al agitarlo.

0.001 M 3.5 3.0 Se tornó de un color rosado menos fuerte que el anterior al agitarlo.

0.0001 M 5.0 4.0 Se tornó de un color rosado un poco claro al agitarlo.

Solución de NaOH

Concentración molar

pH Experimental

pH Calculado Observación

0.1 M 14.0 13.0 Se tornó de un color amarillo (casi anaranjado) muy fuerte al agitarlo.

0.01 M 12.0 12.0 Se tornó de un color amarillo fuerte al agitarlo.

0.001 M 10.5 11.0 Se tornó de un color amarillo menos fuerte al agitarlo.

0.0001 M 9.0 10.0 Se tornó de un color amarillo claro al agitarlo.

Electrolitos fuerte y débil

Concentración molar

pH Experimental

pH Calculado Observación

0.1 M 1.0 1.0 Se tornó de un color rosado (casi rojo) muy fuerte al agitarlo.

0.1 M 0.5 1.0 Se tornó de un color rosado (casi rojo) muy fuerte al agitarlo.

7. Cálculos:

Para calcular el pH teórico de las soluciones ácidas.

Para concentración 0.1 MpH=−log¿¿

pH=−log(0.1)

pH=1.0

Para concentración 0.01 MpH=−log¿¿

pH=−log(0.01)

pH=2.0

Para concentración 0.001 MpH=−log¿¿

pH=−log(0.001)

pH=3.0

Para concentración 0.0001 MpH=−log¿¿

pH=−log(0.0001)

pH=4.0

Para calcular el pH de las soluciones básicas.

Para concentración 0.1 MpOH=−log ¿¿ pH+ pOH=14.0

pOH=−log(0.1) pH=14.0−pOH

pOH=1.0 pH=14.0−1.0

pH=13.0

Para concentración 0.01 MpOH=−log ¿¿ pH+ pOH=14.0

pOH=−log(0.01) pH=14.0−pOH

pOH=2.0 pH=14.0−2.0

pH=12.0

Para concentración 0.001 MpOH=−log ¿¿ pH+ pOH=14.0

pOH=−log(0.001) pH=14.0−pOH

pOH=3.0 pH=14.0−3.0

pH=11.0

Para concentración 0.0001 MpOH=−log ¿¿ pH+ pOH=14.0

pOH=−log(0.0001) pH=14.0−pOH

pOH=4.0 pH=14.0−4.0

pH=10.0

8. Observaciones y recomendaciones: Se recomienda seguir estrictamente el procedimiento de la práctica, a fin de tener

óptimos resultados. Tener mucho cuidado en agregar la cantidad correcta de agua en los tubos de ensayo,

para que se preparen de manera correcta las soluciones con sus respectivas concentraciones.

Colocar la cantidad indicada (2 gotas) de indicador en las soluciones ácidas y básicas.

En caso de sobrepasarse con 1 o 2 gotas de indicador en un tubo de ensayo, se deberá igualar las gotas de indicador a los demás tubos de ensayo.

Tener el cuenta que la escala es diferente tanto para los ácido como para las bases y se debe comprar la coloración en la escala correcta.

Para una buena observación, acercar el tubo de ensayo a la luz, preferiblemente acercar a la ventana.

9. Conclusiones: Se estudió el concepto de indicadores y pH. Se estableció algunas aplicaciones de los indicadores y el pH. Se estudió las características del ácido acético. Se determinó el pH de algunas soluciones ácidas y básicas a diferentes

concentraciones, de acuerdo a la coloración que presentaron mediante el uso de indicadores.

Se calculó además el pH teórico de las soluciones ácidas y básicas mediante el uso de fórmulas vistas en la teoría.

Se logró determinar las concentraciones de las soluciones acidas y básicas.

10. Bibliografía: http://es.wikipedia.org/wiki/Indicador_(qu%C3%ADmica) http://es.wikipedia.org/wiki/PH

11. Firma y fecha de entrega20 de Enero del 2011

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