Práctica N 11 - Blog de ESPOL - Escuela Superior Politécnica del

ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMÁTICAS
INSTITUTO DE CIENCIAS QUÍMICAS Y AMBIENTALES
Práctica N° 11
Guayaquil, agosto 7 del 2014.
Nombre: Engels Emanuel Fernández Peña
Grupo: Aula 27- LQIB
Paralelo: N° 48
Profesor: Ing. Vladimir Holguín Alvarado
Indicadores y PH
1. Objetivo: Analizar el pH de 4 sustancias, 3 ácidas y una básica a diferentes
concentraciones, usando los indicadores y la cartilla de coloración de acuerdo al pH.
2. Teoría: La descripción cuantitativa de la acidez o basicidad de ciertas soluciones se
denomina pH. El pH es calculado como –log [ H+] para el caso de los ácidos y –log[ OH-].
Donde [ H+] es la concentración molar del ácido y [ OH-] es la concentración molar de la
sustancia básica.
Si el pH es menor a 7, esta es una sustancia ácida y si es mayor a 7 es básica. Los indicadores
cambian la estructura de la solución y se expresa como un cambio de color, en los ácidos existe un
desprendimiento de hidrógeno y en una sustancia básica participa el hidrógeno y el oxígeno
(Hidróxido).
3. Materiales y Reactivos:



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



1 Frasco que contenga Hidróxido de sodio en una concentración 0.1 M
1 Frasco que contenga Ácido clorhídrico en una concentración 0.1 M
1 Frasco que contenga ácido acético
1 Frasco que contenga ácido sulfúrico
4 Pipetas
1 vaso de precipitación
1 portatubo
1 Vaso de precipitación
10 tubos de ensayo
4. Esquema del Procedimiento:
Fernández Peña Engels Emanuel
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Colocar 10 en la gradilla separando 4 para las soluciones del
HCl, otros 4 para el NaOH y 2 para el ácido acético y el ádio
sulfúrico.
Obtener 4 concentraciones de HCl con diferentes
Molaridades, en el tubo 1 introducimos 10 ml de la solucioón
madre 0.1 M en T2 introducir 1ml de la solución madre y 9
de agua destilada. En T3 colocar 1 ml de T2 y agregar 9 ml
de H2O destilada. En T4 introducir 1 ml de T3 y completar
con 9 ml de agua destilada.
Lo mismo repetimos con los otros cuadro tubos, pero con
NaOH. Luego verter 3 gotas del indicador anaranjado de
metilo a cada uno de los tubos que corresponden a las
sustancias ácidas. Y 3 gotas del indicador amarillo de
alizarina para las sustancias básicas.
Agitar cada uno de los tubos y llevarlos a comparación de
tonalidad con la cartilla del pH, anotar los valores obtenidos
en la tabla de datos.
Agregar 2 ml del ácido sulfúrico en un tubo de ensayo y
colocarle 3 gotas del indicador anaranjado de metilo y agitar,
para luego llevarlo a comparar el tono con la tabla de pH.
Agregar 2 ml del ácido acético en un tubo de ensayo y
colocarle 3 gotas del indicador amarillo de alizarina y agitar,
para luego llevarlo a comparar el tono con la tabla de pH.
Fernández Peña Engels Emanuel
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Ahora elaboramos la tabla de datos, y realizamos los cálculos.
5. Tabla de datos:
Concentración de solución madre de NaOH
Concentración de solución madre de HCl
Volumen de solución concentrada para primera
dilución
Volumen total de solución nueva (1ra dilución)
Ecuación para calcular concentración de diluciones
Volumen de solución concentrada para segunda
dilución
Volumen total de solución nueva (2da dilución)
Volumen de solución concentrada para tercera
dilución
Volumen total de solución nueva (3ra dilución)
0.1M
0.1M
1ml
10ml
Moles del soluto/Lt de solución
1ml
10ml
1ml
10ml
 Para calcular el pH de HCl
 HCl –» 𝐻 + + 𝐶𝑙 − = −log[𝐻 + ] donde [𝐻 + ] es la concentración del ácido
o Tubo 1 −log[0.1]= 1
o Tubo 2 −log[0.01]=2
o Tubo 3 −log[0.001]=3
o Tubo 4 −log[0.0001]=4
Fernández Peña Engels Emanuel
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Para calcular el pH de NaOH
NaOH –» 𝑁𝑎+ + 𝑂𝐻 − = [14-(-log[𝑂𝐻 − ]] Donde [𝑂𝐻 − ] es la concentración de la
base.
o Tubo 5 [14-(-log[0.1]]=13
o Tubo 6 [14-(-log[0.01]]=12
o Tubo 7 [14-(-log[0.001]]=11
o Tubo 8 [14-(-log[0.0001]]=10
Para calcular el pH de ácido sulfúrico
Ácido Fuerte H2SO4–» 𝐻 + + 𝐻𝑆𝑂4− = −log[𝐻 + ] donde [𝐻 + ] es la concentración
del ácido
o Tubo 8 −log[0.1]= 1
Para calcular el pH del ácido acético
Ácido débil CH3COOH«–» CH3CO𝑂− + 𝐻 +
Inicio:
Cambio:
Equilibrio:
K ácido acético:
CH3COOH
0.1 M
-x
0.1-x
Ka=1.8*10-5
CH3CO𝑂−
0
+x
0+x
𝐻+
0
+x
0+x
[CH3CO𝑂− ]∗[𝐻 + ]
=1.85*10-5
[CH3COOH]
Ka=
6. Tabla de resultados:
Tubo
#
soluciones
Concentración
de cada solución
Solución
indicadora
Color
observado de
la solución
1
NaOH
0.1M
13
NaOH
0.01M
Rojo de
ciruela
Anaranjado
12.5
2
11.7
12
3
NaOH
0.001M
11
NaOH
0.0001M
Amarillo
rojizo
Amarillo
10.8
4
9.7
10
Tubo
#
soluciones
Concentración
de cada solución
Amarillo de
Alizarina
Amarillo de
Alizarina
Amarillo de
Alizarina
Amarillo de
Alizarina
Solución
indicadora
1
HCl
0.1M
Rojo
0.7
1
2
HCl
0.01M
2
HCl
0.001M
Rojo
anaranjado
Anaranjado
1.6
3
Anaranjado
de metilo
Anaranjado
de metilo
Anaranjado
de metilo
2.6
3
Fernández Peña Engels Emanuel
Color
observado de
la solución
pH
Experimental
(observado)
pH
Experimental
(observado)
pH Teórico
(calculado)
pH Teórico
(calculado)
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Anaranjado
Amarillo
0.0001M
3.5
4
HCl
Tubo
#
soluciones
Concentración
de cada solución
1
H2SO4
0.1M
2
HCH3COO 0.1M
de metilo
Solución
indicadora
Anaranjado
de metilo
Anaranjado
de metilo
Color
observado de
la solución
pH
Experimental
(observado)
4
pH Teórico
(calculado)
Rojo
1
1
Rojo
anaranjado
3
2.87
7. Observaciones: Debemos ser atentos ya que del primer tubo de ensayo (solución madre)
debemos tomar 1ml y colocarlo en el segundo tubo, a este segundo tubo agregarle 9ml de
agua destilada que es con la que trabajaremos, al tercer tubo le pondremos 1 ml del tubo
anterior (nueva concentración) y luego agregamos 9ml de agua destilada, de esta manera
partimos de una solución madre y obtenemos soluciones hijas con diferente concentración
molar. Debemos ser exactos en las medidas de los volúmenes, puesto que si no lo somos
obtendríamos concentraciones molares no esperadas.
Las pipetas a usarse deben ser una para cada componente, recordar que se trabaja con ácidos y
bases, y si hemos sumergido la pipeta en un ácido no podemos sumergirla luego en una base o
viceversa ya que se contaminan.
8. Conclusiones: La práctica se llevó con éxito, logrando encontrar el pH experimental de
cada sustancia, y a sus respectivas soluciones hijas al ser comparadas las coloraciones con
la cartilla, y encontramos el pH teórico con la fórmula −log[𝐻 + ] para los ácidos y
−log[𝑂𝐻 − ] para las bases, calculando además la concentración en equilibrio.
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