10indicadores y p h

ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICADEL LITORAL

PRÁCTICA N° 10

Título:

INDICADORES Y PH

Asignatura

Laboratorio De Química General I

Paralelo - Grupo:

16 - C

Autor:

Melissa Aguilera Chuchuca

Profesor:

Ing. Ana Avilés Tutivén, Ms.C

Fecha:

6 de Agosto 2014

ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL

Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas

Departamento de Ciencias Químicas y Ambientales

Indicadores y pH

_____________________________________________


RESUMEN

En esta práctica vamos a determinar el pH experimental de las soluciones ácidas y básicas de diferentes concentraciones, de acuerdo a la coloración que presente mediante el uso de dos tipos de indicadores: anaranjado de metilo y amarillo de alizarina.

Utilizaremos 4 tubos con 0.1 M hasta a.0001 M de concentraciones de: ácido clorhídrico (HCl), hidróxido de sodio (NaOH), y dos tubos con 2 ml de sulfúrico (H2SO4) y de ácido acético (HCH3COO) para comprobar cuál de los dos es más fuerte o débil. Para los ácido le agregaremos dos gotas de anaranjado de metilo y para los hidróxido amarillo de alizarina, agitamos hasta que se homogenice y observamos en la tabla de referencia los colores en la escala de 0 al 14 según el nombre del indicador, y registramos el valor numérico que muestra la escala con un valor de pH experimental. Por último calculamos teóricamente el pH de cada solución aplicando las fórmulas dadas en las clases teóricas.

Si el pH experimental es muy distinto que del pH teórico, quiere decir que la práctica está mal hecha.

Palabras claves: demostración de pH, indicadores de pH, ácidos fuertes y débiles, experiencia química.

ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL

Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas

Departamento de Ciencias Químicas y Ambientales

Indicators and pH or pH indicators

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ABSTRACT

In this practice, we will determine the experimental pH of the acidic and basic solutions of different concentrations, according to the coloration, using two types of indicators: methyl orange and alizarin yellow.

We’ll use 4 tubes with 0.1 M until 0.0001 M concentrations of: hydrochloric acid (HCl), sodium hydroxide (NaOH), and two tubes with 2 ml of sulfuric acid (H2SO4) and acetic acid (HCH3COO) to see which one is stronger or weaker. We’ll add two drops of methyl orange for acid and alizarin yellow for hydroxide, shake until homogenized and observe in the reference table the colors on the scale of 0 to 14 based on the name of the indicator, and record the value numerical scale showing an experimental pH value. Finally theoretically calculate the pH of each solution by applying the equations given in the lectures.

If the experimental pH is very different from the theoretical pH that means the practice is poorly or wrong or badly made.

Keywords: pH demonstration, pH indicators, strong and weak acids, chemical experience.

1.- Objetivo

Determinar el pH experimental de las soluciones ácidas y básicas de diferentes concentraciones, de acuerdo a la coloración que presente mediante el uso de indicadores.

2.- Marco teórico

PH.- En 1909 el químico danés Sørensen definió el potencial hidrógeno (pH) como el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar utilizando la concentración molar del ion hidrógeno.

El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7, y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua).

Indicador de pH, es una sustancia o instrumento que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación / desprotonación de la especie. Los indicadores ácido / base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

Soluciones Buffer, un tampón, buffer, solución amortiguadora o solución reguladora es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes.

3.- Materiales y reactivos

1. Gradilla. 2. 10 tubos de ensayos.3. Pipeta con pera.4. Vaso precipitado.5. Agua destilada.6. Muestra de NaOH.

7. Muestra de HCl.8. Muestra de H2SO4.

9. Muestra de HCH3COO.10. Indicador anaranjado.11. Indicador amarillo.12.Tabla de colores.

Ácido acético

H2SO4

1)Y 2)

9)8)

4.- Procedimiento

1) Colocar en una gradilla 10 tubos de ensayos. 2) Rotular 4 tubos como T1, T2, T3, y T4, para ácido clorhídrico; y, otro 4

para el hidróxido de sodio.3) Obtener 4 concentraciones distintas de soluciones ácidas (HCl), y

básicas (NaOH), procediendo 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.T4: Introducir 1 ml del T3 y agregar 9 ml de H2O destilada y agitar.

4) Verte dos gotas del indicador adecuado en los 4 tubos e ensayos que contienen las soluciones ácidas y agitar. Igualmente, proceder con las 4 soluciones básicas, utilizando el otro indicador.

5) Observar en la tabla de referencia que muestra colores en la escala de 0 al 14 según el nombre del indicador, la coloración que corresponda a cada una de las soluciones teñidas por el indicador (anaranjado de metilo o amarillo de alizarina), y registre el valor numérico que muestra la escala con un valor de pH experimental.

6) Registre los valores de pH observados en los cuadros de resultados correspondientes (hay un cuadro para cada tipo de soluciones).

7) Medir con una pipeta graduada 2 ml de ácido sulfúrico y depositarlo en un tubo de ensayo limpio. Igualmente, 2 ml de ácido acético en otro tubo de ensayo limpio.

8) Agregar dos gotas del indicador para ácidos a las dos soluciones, y reconocerles el pH por el color, con la tabla de referencia en la escala del indicador usado.

9) Anotar los valores de pH obtenidos experimentalmente en el tercer cuadro de resultados.

10)Determinar las concentraciones de las disoluciones preparadas (4 soluciones ácidas y 4 soluciones básicas), y calcular teóricamente el pH de cada solución, aplicando las fórmulas dadas en las clases teóricas.

11)Llenar la tabla de datos y los cuadros de resultados.

5.- 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 disolución 1mL

Volumen total de disolución nueva (1° disolución) 10mL

Ecuación para calcular concentración de disoluciones M1V1=M2V2

Volumen de solución concentrada para segunda disolución

1mL


Volumen de solución concentrada para tercera disolución 1mL


6.- Cálculos

Concentración de disoluciones:

M1V1=M2V2 M2V2=M3V3 M3V3=M4V4 (0.1M)(1ml)=M2(10ml) (0.01M)(1ml)=M3(10ml) (0.001M)(1ml)=M4(10ml)

M2= 0.01M M3= 0.001 M M4= 0.0001 M

pH teórico del hidróxido de sodio (NaOH):

T1 pH + pOH= 14pOH= -log (OH-) pH= 14 - pOHpOH= -log (0.1) pH= 14 - 1pOH= 1 pH= 13




pH teórico del ácido clorhídrico (HCl):

T1 T2pH= -log (H+) pH= -log (H+)pH= -log (0.1) pH= -log (0.01)pH= 1 pH= 2

T3 T4pH= -log (H+) pH= -log (H+)pH= -log (0.001) pH= -log (0.0001)pH= 3 pH= 4

pH teórico del ácido acético (HCH3COO):

Ka= 1.8 x10-5 pH= -log (H+)

H+= √ka(HCH3COO) pH= -log (1.34 x10-3)

H+= √(1.8×10−5)(0.1) pH= 2.87

H+= 1.34 x10-3

7.- Tabla de resultado

Tubo #

Soluciones Concentración de cada solución

Solución indicadora

Color observado de la solución

pH experimental (observado)

pH teórico (calculado)

1 NaOH 0.1 M Amarillo de alizarina

Rojo de ciruela 13.2 13


Anaranjado 12 12


Amarillo rojizo 11.2 11


Amarillo 9.1 10

Tubo #






1 HCl 0.1 M Anaranjado de metilo

Rojo 1 1


Rojo anaranjado

1.3 2


Anaranjado 2 3

4 HCl 0.0001 M Anaranjado Amarillo 3.1 4

de metilo

Tubo #






1 H2SO4 0.1 M Anaranjado de metilo

Rojo 1 1

2 HCH3COO 0.1 M Anaranjado de metilo

Rojo anaranjado

2 2.87

8.- Observaciones

Cada una de las disoluciones se tornó de un color diferente el cual se observó en los tubos de ensayo al momento de colocar los indicadores.

9.- Recomendaciones

Usar pipetas diferentes para cada ácido y base. Trabajar con agua destilada las disoluciones. Observar el color de la mezcla con la luz solar. Colocar sólo dos gotas de la solución indicadora, si un caso se coloca una

gota más del indicador por accidente, también se deberá colocar una gota más a las demás disoluciones.

Seguir paso a paso el procedimiento de la práctica.

10.- Conclusiones

Si el pH experimental y el pH teórico tienen resultados muy distintos, quiere decir que la práctica está mal hecha.

BIBLIOGRAFÍA

FARBE. (2013). indicadores de pH. Recuperado el 2014, de http://info.farbe.com.mx/indicadores-de-ph

Gomez, C. (2009). Indicadores de pH. Recuperado el 2014, de http://www.mailxmail.com/curso-quimica-ph-nivel-medio/indicadores-ph

Matamoros, D., & Morante, F. (2012). Manual de prácticas, Química general 1. En D. Matamoros, & F. Morante, Manual de prácticas, Química general 1 (Tercera ed., págs. 38-39). Guayaquil-Ecuador: Comité editorial.

profesor en linea. (2005). pH. Recuperado el 2014, de http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/PH2.htm

QUÍMICA COTIDIANA. (2009). SOLUCIONES DE BUFFER. Recuperado el 2014, de http://quimicacotidiana.blogspot.es/1243907160/soluciones-buffer/

S/a. (2010). medida del pH. Recuperado el 2014, de http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/medida.htm

ANEXOS

1. ¿Qué es pH?

Es un coeficiente que mide el potencial hidrógeno, es decir la

concentración de hidrógeno en un líquido. De esta forma se determina el

grado de acidez o basicidad de una disolución.

2. ¿Qué son los indicadores?

Son sustancias orgánicas de origen vegetal, que en medio acuoso

liberan iones complejos, los que tienen la propiedad de cambiar de color

en presencia de iones oxidrilos o iones hidrógeno.

3. ¿Qué es una solución Buffer?

Es una o varias sustancias químicas que afectan a la concentración de

los iones de hidrógeno (o hidronios) en el agua. Siendo que pH no

significa otra cosa que potencial de hidrogeniones (o peso de

hidrógeno), un "buffer" (o "amortiguador") lo que hace es regular el pH.

4. ¿Qué son soluciones madres y soluciones hijas?

Solución madre es la solución concentrada de la cual se derivan nuevas

disoluciones con concentraciones menores.

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