PH: Concentración de iones de hidrógeno en una disolución

Introducción.−
pH: término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la
acidez de la disolución. El término se define como el logaritmo de la concentración de iones H+ (protones)
cambiado de signo: pH = −log [H+], donde [H+] es la concentración de iones H+ en moles por litro. Debido a
que los iones H+ se asocian con las moléculas de agua para formar iones hidronio, (H3O+), el pH también se
expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.
En agua pura a 22 °C de temperatura, existen cantidades iguales de iones H3O+ y de iones hidroxilos (OH−);
la concentración de cada uno es 10−7 moles/litro. Por lo tanto, el pH del agua pura es −log (0.107), que
equivale a 7. Sin embargo, al añadirle un ácido al agua, se forma un exceso de iones H3O+ en consecuencia,
su concentración puede variar entre 10−6 y 10−1 moles/litro, dependiendo de la fuerza y de la cantidad de
ácido. Así, las disoluciones ácidas tienen un pH que varía desde 6 (ácido débil) hasta 1 (ácido fuerte). En
cambio, una disolución básica tiene una concentración baja de iones H3O+ y un exceso de iones OH− y el pH
varía desde 8 (base débil) hasta 14 (base fuerte).
El pH de una disolución puede medirse mediante una valoración, que consiste en la neutralización del ácido (o
base) con una cantidad determinada de base (o ácido) de concentración conocida, en presencia de un indicador
(un compuesto cuyo color varía con el pH). También puede determinarse midiendo el potencial eléctrico que
se origina en ciertos electrodos especiales sumergidos en la disolución.
Escala de pH: soluciones comunes.
El pH de una disolución es una medida de la concentración de iones hidrógeno. Una pequeña variación en el
pH significa un importante cambio en la concentración de los iones de hidrógeno. Por ejemplo, la
concentración de iones hidrógeno en los jugos gástricos (pH=1) es casi 400 veces mayor que la del agua pura
(pH=7).
A diario utilizamos compuestos ácidos y básicos, que ya hemos integrado a nuestro diario vivir como
apreciamos en el siguiente cuadro:
NOMBRE
Ácidos
FÓRMULA PRESENTE EN
1
Ácido acético
Ácido acetilsalicílico
Ácido ascórbico
Ácido cítrico
HC2H3O2
HC9H7O4
H2C6H6O6
H3C6H5O7
Ácido clorhídrico
HCI
Ácido sulfúrico
H2SO4
Vinagre
Aspirina
Vitamina C
Jugo de limón y de otros cítricos
Jugos gástricos
(líquidos digestivos del
estómago)
Pilas
Bases
Amoníaco
NH3
Hidróxido de calcio
Ca(OH)2
Hidróxido de magnesio
Mg(OH)2
Limpiadores domésticos
(solución acuosa)
Cal apagada
(utilizada en construcción)
Lechada de magnesio
(antiácido y laxante)
Hidróxido de potasio (también
KOH
llamado potasa cáustica)
Jabón suave
Hidróxido de sodio
Limpiadores de tuberías y
hornos
NaOH
En esta experiencia pudimos determinar si ciertos compuestos eran ácidos o bases. Para lograr esto, utilizamos
los siguientes materiales:
•
• 6 Hojas de Repollo Morado.
• 2 Vasos precipitados.
• 50cc de Agua Destilada.
• 1 Embudo.
• 1 Sujetador Universal.
• 10 Tubos de Ensayo.
• 1 Gradilla.
• 1 Varilla de vidrio.
• 1 Pipeta.
• 2 Filtradores.
• Mechero.
• Fósforos.
Para realizar esto, se nos entregó un guía con determinadas instrucciones las cuales fueron seguidas paso a
paso. En este trabajo se trataron varios temas, incluyendo, el pH, los ácidos, las bases y pigmentos.
Desarrollo.−
• Primero que nada se maceraron 6 hojas de repollo morado, esto se hizo picando primero el repollo
dentro de un vaso precipitado y fraccionándolo con una varilla de vidrio. Mientras se puso a hervir
agua destilada. También se eligieron 10 compuestos distintos, para luego ser combinado cada uno con
el pigmento y observar su reacción. La lista se dará después.
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• Cuando el repollo estuvo lo suficientemente macerado se le agregaron 50cc del agua que había sido
puesta a hervir, luego se maceró un poco más con el fin de obtener más pigmentos.
• En un sujetador universal se colocó un embudo dentro del cual se puso un papel filtrador especial, el
cual había sido previamente remojado en agua destilada, a la salida del embudo se colocó un tubo de
ensayo. Luego se vertió el líquido obtenido del repollo macerado y remojado, dentro del embudo,
siendo este líquido filtrado fina pero lentamente.
• De los 10 compuestos elegidos, se colocaron 10cc de cada uno de ellos en un tubo de ensayo cada
uno. Esto para luego verter 4 gotas del líquido que habíamos obtenido del repollo macerado y
observar lo que pasaba para sacar conclusiones e nuestro grupo.
Los compuestos que elegimos son:
•
• Alcohol Puro.
• Alcohol Metílico
• Sulfito de Sodio.
• Ácido Fosfórico.
• Ácido Nítrico.
• Ácido Clorhídrico.
• Carbonato de Sodio.
• Agua Oxigenada.
• Bromuro de Potasio.
• Fluoruro de Potasio.
A continuación se explicará que paso con cada compuesto al echarle el líquido obtenido del repollo macerado:
• Alcohol Puro: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó color azul.
• Alcohol Metílico: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, esta solución se tornó de un color
morado − violeta.
• Sulfito de Sodio: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color verde
turquesa.
• Ácido Fosfórico: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color rojo,
fuerte.
• Ácido Nítrico: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color
anaranjado.
• Ácido Clorhídrico: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color
rojo, pero un rojo más oscuro del que se formó con el Ácido Fosfórico.
• Carbonato de Sodio: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color
verde, pero un verde más oscuro del que se formó con el Sulfito de Sodio.
• Agua Oxigenada: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color
blanco. No era un blanco muy compacto, sino más bien era turbio.
• Bromuro de Potasio: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color
violeta oscuro.
• Fluoruro de Potasio: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de un
color entre rojo frambuesa y morado.
Luego de observar estas soluciones, junto a sus cambios de colores, podemos clasificar e identificar si estos
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compuestos son ácidos, neutros o básicos. Esto lo podemos determinar ya que si la solución se torna roja es
porque era un compuesto ácido. Mientras más rojo se torna la solución, significa que el compuesto es más
ácido.
Ahora bien, si al agregar las gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se torna blanca, esto significa
que el compuesto es neutro. Por último, si al agregar el líquido obtenido del repollo la solución se torna azul,
se concluye que el compuesto es base.
A continuación, procederemos a clasificar cada compuesto analizado según el resultado obtenido. La
clasificación será en el siguiente orden: base − neutro − ácido (>). El compuesto más básico obtenido estará lo
más a la izquierda de la clasificación, por lo tanto, el más ácido se encontrará lo más a la derecha de la
clasificación.
A continuación, la clasificación:
Alcohol Puro − Carbonato de Sodio − Sulfito de Sodio − Fluoruro de Calcio − Alcohol Metílico − Bromuro
de Potasio − Agua Oxigenada − Ácido Nítrico − Ácido Clorhídrico − Ácido Fosfórico.
Si observamos la clasificación, podemos concluir que trabajamos con compuestos de los tres tipos: básicos,
neutros, y ácidos.
Los compuestos básicos utilizados fueron:
• Alcohol Puro.
• Carbonato de Sodio.
• Sulfito de Sodio.
• Fluoruro de Potasio.
• Alcohol Metílico.
• Bromuro de Potasio.
El único compuesto neutro utilizado fue el Agua Oxigenada.
Los compuestos ácidos utilizados fueron:
• Ácido Nítrico.
• Ácido Clorhídrico.
• Ácido Fosfórico.
Podríamos decir que la disolución del repollo se considera un indicador ácido − base, ya que al ponerlo en
contacto con compuestos ácidos, toma una coloración roja. Mientras más fuerte el rojo obtenido, más ácido es
el compuesto. Y al ponerlo en contacto con compuestos básicos, toma una coloración azul.
Trabajo de Investigación.−
Indicadores de pH.−
Un indicador es por lo general un ácido orgánico o una base orgánica débil que tiene colores claramente
diferentes en sus formas no ionizadas y ionizadas. Estas dos formas están relacionadas con el pH de la
disolución en el que el indicador se encuentra disuelto.
No todos los indicadores cambian de color a los mismos valores de pH, por lo que la elección de un indicador
para una titulación (averiguar concentración) en particular depende de la naturaleza del ácido y de la base
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utilizados (si son fuertes o débiles).
Muchos indicadores ácido − base son colorantes vegetales. Por ejemplo, al hervir en agua col roja picada se
pueden extraer pigmentos que presentan colores muy distintos a diferentes colores de pH.
La selección del indicador depende de la fuerza del ácido y de la base en una titulación particular.
Para indicar el pH, con una aproximación a la unidad, existe el papel universal, que contiene una mezcla de
indicadores y su coloración correspondiente a determinada acidez, viene tabulada en el estuche de
presentación del mismo. Sin embargo, la medida más exacta de pH es determinada por medio de un aparato
denominado pHmetro, el cual previamente calibrado, indica directamente el pH de la solución en una escala
graduada. También existe el Papel Tornasol, tinte vegetal obtenido de los líquenes, normalmente del género
Variolaria, y que se utiliza en química para determinar la presencia de ácidos y bases en una disolución. Para
indicar la presencia de un ácido o una base, se utilizan tiras de papel impregnadas en una disolución de
tornasol azul o rojo, o pequeñas cantidades de la misma disolución; los ácidos colorean de rojo el tornasol
azul, y las bases colorean de azul el tornasol rojo.
A continuación, algunos indicadores ácido − base comunes:
Indicador
Color en Medio
Color en Medio
Intervalo de pH*
Ácido
Básico
Violeta de Metilo
Amarillo
Azul Violeta
0,2 − 2
Azul de Timol
Rojo
Amarillo
1,2 − 2,8
Azul de Bromofenol
Amarillo
Azul
3,0 − 4,6
Anaranjado de Metilo Anaranjado
Amarillo
3,1 − 4,4
Rojo Congo
Azul
Rojo
3,0 − 5,0
Rojo de Metilo
Rojo
Amarillo
4,2 − 6,3
Azul de Clorofenol
Amarillo
Rojo
4,8 − 6,4
Rojo de Clorofenol
Amarillo
Rojo
4,8 − 6,4
Azul de Bromotimol
Amarillo
Azul
6,0 − 7,7
Rojo de Cresol
Amarillo
Rojo
7,2 − 8,8
Fenolftaleína
Incoloro
Rojo
8,3 − 10,0
Alizarina Amarilla
Amarillo
Rojo
10,0 − 12,1
*: El intervalo de pH se define como el intervalo en el que el indicador
cambia del color de su forma ácida, al de su forma básica.
En resumen, los indicadores ácido − base son ácidos o bases orgánicas débiles que pueden usarse para
detectar el punto de equivalencia en una reacción de neutralización ácido − base en virtud de que sus formas
ionizadas y no ionizadas presentan colores diferentes.
Conclusión.−
Dado que las concentraciones de los iones H+ y OH− son a menudo números muy pequeños y por lo tanto
inconvenientes para trabajar con ellos, se propuso una medida más práctica llamada pH. El pH de una
disolución se define como: pH = −log [H+].
Concluimos entonces que el pH de una disolución está dado por el logaritmo negativo de la concentración del
ion hidrógeno (en mol/L).
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Lo que debemos tener claro es que la ecuación previamente nombrada, sólo es una definición establecida para
darnos números convenientes para trabajar con ellos. Además en la ecuación previamente nombrada, el
término [H+] sólo es parte numérica de la expresión para la concentración del ion hidrógeno, ya que se puede
tomar el logaritmo de las unidades. Entonces, como la constante de equilibrio, el pH de una solución es una
cantidad adimensional.
Como el pH es simplemente una manera de expresar la concentración del ion hidrógeno, las disoluciones
ácidas y básicas pueden identificarse por sus valores de pH, como mostraremos a continuación:
• Disoluciones Ácidas: [H+] > 1.0 * 10−7 M, pH < 7.00
• Disoluciones Básicas: [H+] < 1.0 * 10−7 M, pH > 7.00
• Disoluciones Neutras: [H+] = 1.0 * 10−7 M, pH = 7.00
Existen dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas; ácidos y bases. Los ácidos
tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y
reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol
de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base,
tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es
muy rápida.
Las propiedades de los ácidos y de las bases nos permiten reconocerlos, es decir, si tenemos una disolución
cuya naturaleza es desconocida, podemos probar experimentalmente para ver si es una disolución ácida o
básica.
Para los ácidos y las bases existe un ensayo experimental por el cual es posible reconocerlos con certeza:
utilizando indicadores ácido − base. Un indicador suele ser un extracto vegetal, el cual adquiere dos colores
claramente diferenciados según se encuentre en un medio ácido o básico.
Los indicadores se utilizan distribuyéndolos en tiras de papel impregnadas, como sucede con el tornasol, o en
disoluciones concentradas, como es el caso de la fenolftaleína y el azul de bromotimol. El indicador que se
utiliza con mayor frecuencia en el laboratorio es el llamado indicador universal, que consiste en una mezcla
de varios indicadores distribuidos en unas tiras de papel color naranja impregnadas. También existe otra
variedad de indicadores como los nombrados en la tabla de indicadores de ácidos − bases comunes.
La medida más exacta de pH es determinada por medio de un aparato denominado pHmetro, el cual
previamente calibrado, indica directamente el pH de la solución en una escala graduada.
Los indicadores cambian de color en un intervalo de pH característico para cada uno.
Bibliografía.−
−Hacia la Química 1
Tercera Edición Corregida.
Editorial Temis S.A.
Autores:
Arcesio García R.
Aquilino Aubad L.
6
Rubén Zapata P.
Páginas: 360, 361.
−Química
Cuarta Edición.
Editorial Mc. Graw−Hill.
Autor:
Raymond Chang.
Páginas: 639, 640, 707, 708.
−Ciencias Químicas III−IV Educación Media.
Editorial Santillana.
Autores:
José Tomás López Vivar.
Manuel Martínez Martínez.
Javier E. Jorquera Jorquera.
Mónica Muñoz Cornejo.
Páginas: 166, 176, 177, 178.
−Microsoft Encarta 97 en Español
Microsoft Corporation.
Índice.−
Introducción................................................................................................. Páginas 1, 2, 3.
Desarrollo.................................................................................................... Páginas 3, 4, 5
Trabajo de Investigación:
Indicadores de pH........................................................................................ Páginas 5, 6.
Conclusión................................................................................................... Páginas 7, 8.
Bibliografía.................................................................................................. Página 9.
Colegio Saint Paul's School.
7
Química Electivo.
Informe de Laboratorio.
8