INFORME DE LABORATORIO LABORATORIO DE QUÍMICA PRACTICA NO 11 Título:
INDICADORES Y PH
Nombre: Profesora:
PARALELO:
FECHA:
1. OBJETIVO 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. TEORÍA 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. .- Un tampón, buffer, solución amortiguadora o solución Soluciones Buffer .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 Tabla1. Materiales utilizados en la práctica
item
descripción
cantidad
01
Tubo de Ensayo
10
02
Muestra de HCl
1
03
Muestra de Na(OH)
1
04
Muestra de ácido sulfúrico H 2SO4
1
05
Muestra de ácido acético HCH 3COO
1
06
Agua destilada
1
07
Indicador, anaranjado de metilo
1
08
Indicador, amarillo de alizarina
1
09
Pipeta y pera
2
10
Vaso de precipitados
1
11
Gradilla porta tubos
1
12
Tabla de escala de pH para indicadores para ácidos y bases
1
01
02
HCl
09
03
NaOH
10
04
05
H2SO4
HCH3COO
11
06
07
12
08
4. PROCEDIMIENTO 1. Colocar una gradilla de 10 tubos de ensayos. 2. Rotular 4 tubos como T1, T2, T3 y T4, para
acido Clorhídrico; y, otros cuatro para el
hidróxido de Sodio.
3.
Obtener 4 concentraciones distintas de soluciones acidas (HCl), y básicas (NaOH), procediendo de la manera siguiente: En T1: Introducir 10 ml de solución madre contenida en el frasco como concentración 0.1M En T2: Introducir 1ml de T1 y agregar 9ml de H2O destilada y agitar. En T3: Introducir 1ml de T2 y agregar 9ml de H2O destilada y agitar. En T4: Introducir 1ml de T3 y agregar 9ml de H2O destilada y agitar.
4. Verter dos gotas del indicador adecuado en los 4 tubos de ensayos que contengan las soluciones acidas y agitar. Igualmente proceder con las cuatro soluciones básicas, utilizando el otro indicador.
5. Observar en la tabla de referencia que muestra colores en la escala del o al 14 según el nombre del indicador, la solución que corresponda a cada una de las soluciones teñidas por el indicador (anaranjado de metilo o amarillo de alizarina), y registre el valor numérico de la escala como un valor de PH experimental.
6.
Medir con una pipeta graduada 2ml de acido sulfúrico y depositarlo en un tubo de ensayo limpio. Igualmente,2ml de acido acético en el otro tubo de ensayo limpio..
7. Agregar 2
gotas del indicador para ácidos a las dos soluciones, y reconocerles el PH por el color, con la tabla de referencia del indicador para ácidos.
8. Anotar los valores obtenidos experimentalmente en la tabla de datos y resultados. 9. Determinar las concentraciones de las disoluciones preparadas (4 soluciones acidas y 4 básicas) y calcular teóricamente el Ph de cada solución, aplicando las formulas dadas en las clases teóricas.
5. TABLA DE DATOS Tabla2. Tabla de datos
1.- Concentraciones de solución Madre de NaOH
0.1M
2.- Concentraciones de solución Madre de HCl
0.1M
3.- Volumen de solución concentrada para primera disolución
1mL
4.- Volumen total de disolución nueva (1° disolución)
10mL
5.- Ecuación para calcular concentración de disoluciones
M1V1=M2V2
6.- Volumen de solución concentrada para segunda disolución
1mL
7.- Volumen total de disolución nueva (2° disolución)
10mL
8.- Volumen de solución concentrada para tercera disolución
1mL
9.- Volumen total de disolución nueva (3° disolución)
10mL
6. CÁLCULOS [H+]= 1x10-7
pH= - log[H+]
[OH-]= 1x10-7
[H+][OH-]=k [1x10-7][ 1x10-7]= 1x10-14 log[H+] + log[OH-]=-14 -log[H+] - log[OH-]=14 pH + pOH = 14
M1V1=M2V2
M2V2=M3V3
M3V3=M4V4
M1=
M2=
M3=
0.1M
0.01M
0.001M
(0.1M)(1mL)= M2(10mL)
(0.01M)(1mL)= M3(10mL)
(0.001M)(1mL) = M4(10mL)
M2=0.01M
M3=0.001
M4=0.0001
pH teórico del HCl (ácido fuerte) → pH= - log[H+]
T1: → M1= 0.1M → [HCl]=0.1
T2: → M2= 0.01M → [HCl]=0.01
pH= - log[0.1]
pH= - log[0.01]
pH=1
pH= 2
T3: → M3= 0.001M → [HCl]=0.001
T4: → M4= 0.0001M → [HCl]=0.0 001
pH= - log[0.001]
pH= - log[0.0001]
pH=3
pH=4
pH teórico del NaOH (base fuerte) → pH = 14 - pOH
T5: → M1= 0.1M → [NaOH]=0.1
T6: → M2= 0. 1M → [NaOH]=0. 01
pOH= - log[0.1]
pOH= - log[0.01]
pOH=1 → pH = 14 – 1
pOH=2 → pH = 14 – 2
pH = 13
pH = 12
T7: → M3= 0.001M → [NaOH]=0. 001
T78 → M4= 0.001M → [NaOH]=0.0001
pOH= - log[0.001]
pOH= - log[0.0001]
pOH=3 → pH = 14 – 3
pOH=4 → pH = 14 – 4
pH = 11
pH = 10
pH teórico del H 2SO4 → 2H + SO4
T9: → M= 0.1 → [H2SO4]=0.2 pH= - log[0.2] pH= 0.7
pH teórico del HCH3COO +Ki
↔
H+ + CH3COO
Ki = constante de disociación
[ ] [ ] Ka = [ ] [+ ] = ∗ [3] = 1.810−5
[+ ] = √(1.8x10−5)(0.1)
[+ ] = 1.34x10− pH = - log[1.34x10− ] pH = 2.87
7. TABLAS DE RESULTADOS Tabla3. Acido fuerte
Solución de HCl → Solución indicadora: Anaranjado de metileno
Tubo Concentración # 1 2 3 4
0.1 M 0.01 M 0.001 M 0.0001 M
Color observado
pH experimental
pH teórico
1.5 2.5 3.5 4.5
1 2 3 4
Rojo Rojo anaranjado Anaranjado amarillo
Tabla4. Base fuerte
Solución de NaOH → Solución indicadora: Amarillo de Alizarina
Tubo Concentración # 1 2 3 4
0.1 M 0.01 M 0.001 M 0.0001 M
pH experimental
pH teórico
11 10 9 8
13 12 11 10
Color observado
pH experimental
pH teórico
Rojo
1
0.7
Rojo anaranjado
3
2.87
Color observado Rojo ciruela Anaranjado Amarillo rojizo amarillo
Tabla5. Acido fuerte y acido débil
Tubo #
1 2
Soluciones
Concentración
H2SO4
0.1 M
Solución indicadora d o ja e a
o
0.1 M
lei d
ar
HCH3COO
n
n A
n
m
e
t
8. OBSERVACIONES Debido a que os colores de la tabla de pH no son tan buenos, no pudimos observar exactamente el color de la disolución al momento de verificar los pH. 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 acido y/o base, así se podrá evitar mezclas entre ácidos y bases. Se debe colocar sólo dos gotas de la solución indicadora, si un caso se coloca una gota mas del indicador por accidente, también se deberá colocar una gota mas a las demás disoluciones.
10. CONCLUCIONES Se llegó al pH indicado para el HCl, el cual falló por solo un poco entre los valores experimentales y teóricos, esto se debió al verificar los colores en tabla indicadora, pero si fueron muy aproximados. El pH de NaOH si falló por mucho en los valores experimentales, ya que se diferencian mucho de los teóricos, esto se debió a que tal ves no colocamos bien la cantidad de agua en los tubos de ensayo o también porque no verificamos bien los colores de pH en la tabla de indicadores. El pH experimental del acido sulfúrico H 2SO4 si fue muy aproximado al valor teórico y lo que me permitió demostrarlo fue solución anaranjado de metileno. El pH experimental del ácido acético también fue muy aproximado al valor teórico, y se comprobó que este ácido tiene una constante de disociación que se usa para calcular el pH teórico.
11. BIBLIOGRAFÍA Folleto: Manual de prácticas de Química General
I
“pH, concepto “
www.edulat.com
"Indicador."
Microsoft® Encarta® 2009[DVD]. Microsoft Corporation, 2008.
“Solución Buffer”
es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n qu%C3%ADmico
