Indicadores y PH - Blog de ESPOL - Escuela Superior Politécnica

LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL I
ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
PRÁCTICA # 11
NOMBRE:
FECHA:
TEMA:
INDICADORES Y PH
OBJETIVO:

Determinar el PH experimental de las soluciones acidas y básicas de diferentes
concentraciones, de acuerdo a la coloración que presenten mediante el uso de indicadores
MATERIALES:
MATERIALES DEL EXPERIMENTO
ITEM
01
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08
09
10
11
12
13
14
DESCRIPCIÓN
Tubo de Ensayo
Muestra de HCl
Muestra de Na(OH)
Muestra de ácido sulfúrico
Muestra de ácido acético
Agua destilada
Indicador, anaranjado de metilo
Indicador, amarillo de alizarina
Pipeta (10± 0.1)ml, Qualicolor
Vaso de precipitados (100 ± 10)ml, Kimax
Gradilla porta tubos
Agitador
Pera para succionar
Tabla de indicadores
CANTIDAD
10
01
01
01
01
01
01
01
03
01
01
01
01
01
TEORIA:
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).
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AMADEO AVOGADRO
(Turín, 1776-id., 1856) Químico y físico italiano. Fue catedrático de física en la Universidad de
Turín durante dos períodos (1820-1822 y 1834-1850). En sus escritos publicados por el Journal de
Physique, Manera de determinar las masas relativas de las moléculas y las proporciones en las que
éstas combinan establece la famosa hipótesis de que volúmenes de gases iguales a las mismas
condiciones de temperatura y presión, contienen igual número de moléculas. Determinó que los
gases simples como el hidrógeno y el oxígeno son diatómicos (H2, O2) y asignó la fórmula (H2O)
para el agua. Las leyes de Avogadro resolvieron el conflicto entre la teoría atómica de Dalton y las
experiencias de Gay-Lussac. El número de partículas en un «mol» de sustancia fue denominado
constante o número de Avogadro en su honor.
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.
LOS ÁCIDOS.- Es un tipo de compuesto químico que presenta características especiales Los
ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de
determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales produciendo efervescencia y
desprendiendo hidrógeno. Los ácidos son disoluciones acuosas que se caracterizan porque se
disocian en iones hidrogeno, y además son sustancias que ceden protones, puesto que es la especie
que contiene hidrógeno en el cual el enlace covalente que une al hidrógeno se puede romper de
manera que se libere el Ion hidrógeno. Todas estas disoluciones tienen un uso común en las
actividades diarias de los hogares, oficinas, industria, etcétera; se usan como limpiadores,
blanqueadores y materia prima frecuentemente funcionan como catalizadores junto con las bases
En esta práctica realizaremos el procedimiento indicado con el fin de observar el comportamiento
de algunos metales con 3 diferentes clases de ácidos.
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..
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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.
GRÁFICO:
TABLA DE DATOS Y RESULTADOS
Solución de HCl
Concentración
0.1 M
0.01 M
0.001 M
0.0001 M
pH
Experimental
Ph
teórico
1
1.5
2.5
3.5
1
2
3
4
Observaciones
Se comprueba que
el pH Exp. es igual al teórico en la solución de
HCl
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Solución de NaOH
Concentración
pH
Experimental
Ph
teórico
13
11.5
10.5
9.5
13
12
11
10
0.1 M
0.01 M
0.001 M
0.0001 M
Concentración
Observaciones
Existe una diferencia
entre el pH Exp. en 0.0001 M y el teórico, se debe a
que la observación en la tabla
de indicadores no
fue precisa.
Electrolitos Fuerte y Débil
pH Experimental
pH Teórico
Ácido sulfúrico
0.1 M
Ácido acético
0.1 M
1
0.7
1.5
2.87
Observaciones
Existe diferencia
entre los pH, se
debe a la falta de
precisión en el
método
experimental
CÁLCULOS:
PH = - log [H]
T1:
M= 0.1M
[HCl]= 0.1
PH = - log [H]
PH = - log [0.1]
PH = 1
T2:
M= 0.01M
[HCl]= 0.01
PH = - log [H]
PH = - log [0.01]
PH = 2
[H] = 0.1
T3:
M= 0.001M
[HCl]= 0.001
[H] = 0.001
PH = - log [H]
PH = - log [0.001]
PH = 3
[H] = 0.01
T4:
M= 0.0001M
[HCl]= 0.001
[H] = 0.0001
PH = - log [H]
PH = - log [0.0001]
PH = 4
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T5:
M= 0.1M
[NaOH]= 0.1
PH = - log [H]
PH = - log [
PH = 13
[OH] = 0.1
[H] =
[OH] = 0.1
[H] =
[OH] = 0.1
[H] =
]
T6:
M= 0.1M
[NaOH]= 0.1
PH = - log [H]
PH = - log [
PH = 12
]
T7:
M= 0.1M
[NaOH]= 0.1
PH = - log [H]
PH = - log [
PH = 11
]
T8:
M= 0.1M
[NaOH]= 0.1
PH = - log [H]
PH = - log [
PH = 10
[OH] = 0.1
]
T9:
H2SO4
2H + SO4
M= 0.1M
[H] = 0.1M
PH = - log [H]
PH = - log [0.1]
PH = 0.7
T10:
Hac
H + Ac
M= 0.1M
[H] = 0.1M
PH = - log [H]
PH = - log [
PH = 2.87
]
[H] =
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CONCLUSIONES:

Una vez concluida la práctica, se pudo notar que al calcular el pH experimental en
las soluciones ácidas (HCl) es igual al valor teórico del pH calculado, mientras que
en la solución básica Na(OH), el pH experimental solo en T4 fue diferente, esto se
debe a que no fue precisa la observación de la coloración en la tabla de referencia de
indicadores, también se calculó el pH experimental y teórico tanto del ácido
sulfúrico como del ácido acético, notando una pequeña diferencia.
OBSERVACIONES;


Pude observar que el electrolito fuerte era el ácido sulfúrico y el débil el ácido
acético.
Se recomienda tener cuidado con los ácidos ya que son peligrosos para la piel.
BIBLIOGRAFÍA:

ESCUELA SUPERIOR POLITECNICA DEL LITORAL, Manual De
Prácticas De Laboratorio De Química General I, 2003 Pág.

BIBLIOTECA DE CONSULTA MICROSOFT® ENCARTA® 2007,
Ácidos – propiedades –características 
INTERNET, www.edulat.com(PH-significado) 12:20 - 13/08/07.
www.wikipedia.com (Amadeo Avogadro) 12:29 - 13/08/07
www.wikipedia.com (Ácidos)