[ ] pH - inicio

TRABAJO PRÁCTICO: “pH”
INTRODUCCIÓN:
En el estudio de las reacciones ácido – base en disolución acuosa, las magnitudes más importantes son las
concentraciones de los iones hidrógeno (H+, también llamado “protón”) y de los iones hidróxido (OH-,
también llamado “oxhidrilo”). Dado que en general estas concentraciones son muy bajas, y que a
principios del Siglo XX resultaba complicado trabajar con números muy pequeños, Soren Sorensen1
propuso en 1909 una medida más práctica llamada pH. El pH de una disolución acuosa se define como:
[ ]
pH = − log H +
[H ] = 10
+
así,
− pH
De esta manera, el pH de una disolución acuosa está dado por el logaritmo negativo de la
concentración molar del ión hidrógeno.
Del mismo modo, se puede definir el pOH de una disolución acuosa como:
[
pOH = − log OH −
]
[OH ] = 10
−
así,
− pOH
De esta manera, el pOH de una disolución acuosa está dado por el logaritmo negativo de la
concentración molar del ión hidróxido.
En el agua pura, a 25 ºC, las concentraciones de los iones H+ y OH- son iguales, y se encuentra que:
[H+] = [OH-] = 1.0 x 10-7 M
Entonces, es posible calcular el valor de la constante de equilibrio para la reacción de ionización del agua:
H2O ↔ H+ + OH-
Kw = [H+] x [OH-] = 1.0 x 10-14
A esta expresión se la conoce como producto iónico del agua, y a su constante Kw (la “w” deriva de la
palabra “agua” en inglés, “water”) se la denomina constante del producto iónico del agua.
Según la notación de Sorensen, se puede escribir:
pKw = pH + pOH = 14,00
De aquí se deduce que el pH de una solución siempre estará entre 0,00 y 14,00. Si 0<pH<7, se dice que la
solución es ácida; si 7<pH<14 la solución es básica o alcalina, y si pH=7, la solución es neutra.
De este modo, se deduce también que para el agua pura a 25ºC:
pH = pOH = 7,00
En el caso de una disolución (en la que el agua no es pura), los valores de [H+] y [OH-] pueden variar,
pero siempre se cumple la relación del producto iónico del agua, es decir, siempre [H+] x [OH-] = 1.0
x 10-14, y pKw = 14,00.
Si
[H+] > 10-7 M , [OH-] < 10-7 M
entonces pH<7<pOH
=> la Solución es Ácida
Si
[H+] = 10-7 M , [OH-] = 10-7 M
entonces pH=7=pOH
=> la Solución es Neutra
Si
[H+] < 10-7 M , [OH-] > 10-7 M
entonces pH>7>pOH
=> la Solución es Básica o Alcalina
1
Soren Peer Lauritz Sorensen (1868 – 1939). Bioquímico danés. Sorensen originalmente escribió el símbolo como
pH y llamó a p el “exponente del ión hidrógeno” (Wasserstoffionexponent); es la letra principal de Potenz (alemán),
Puissance (francés) y Power (inglés). Ahora se acostumbra a escribir el símbolo como pH.
TP pH 1/5
De esta manera se puede clasificar a las disoluciones acuosas de las sustancias en ácidas, neutras o
básicas, en función de la tendencia que tenga dicha sustancia a ceder protones u oxhidrilos (ionización). A
su vez, los ácidos y bases pueden clasificarse en función de la magnitud de esa tendencia a ionizarse en
solución acuosa. Es así que se tendrán ácidos y bases, fuertes y débiles. Las sales también pueden
clasificarse en ácidas, neutras o básicas, dependiendo de los ácidos y bases que les han dado origen y
cuyos iones las conforman.
ACIDOS FUERTES
Se considera que el ácido AH es un ácido fuerte si en disolución acuosa se encuentra ionizado en su
totalidad. La reacción involucrada es:
[A ][H ]
Ka =
−
-
+
AH ↔ A + H
+
[AH ]
Ka se denomina constante de acidez. En este caso, Ka>>102 y el equilibrio de ionización del ácido se
encuentra ampliamente desplazado hacia los productos. Al anión A- se lo denomina base conjugada.
Ejemplos de ácidos fuertes: HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4 (en su primer protón).
BASES FUERTES
Se considera que la base BOH es una base fuerte si en disolución acuosa se encuentra ionizada en su
totalidad. La reacción involucrada es:
[B ][OH ]
Kb =
+
+
-
BOH ↔ B + OH
−
[BOH ]
Kb se denomina constante de basicidad. En este caso, Kb>>102 y el equilibrio de ionización del ácido se
encuentra ampliamente desplazado hacia los productos.
Ejemplos de bases fuertes: NaOH, KOH, Ba(OH)2.
ACIDOS DÉBILES
Se considera que el ácido AH es un ácido débil si en disolución acuosa se encuentra parcialmente
ionizado. La reacción involucrada es:
[A ][H ]
Ka =
−
-
+
AH ↔ A + H
+
[AH ]
En este caso Ka<10-2. Para el cálculo de [H+] en función de la concentración del ácido tenemos la
siguiente deducción: Suponiendo que la concentración inicial de AH es “Ca”, entonces tenemos:
AH
Inicio
Equilibrio
Ka =
[A ][H ]
−
+
[AH ]
⇒ Ka =
↔
A-
+
H+
Ca
0
0
Ca-x
x
x
x⋅ x
x2
=
Ca − x Ca − x
En la mayoría de los casos “x” es mucho menor a “Ca”, por lo que se puede despreciar en el
denominador.
Ka =
x2
Ca
⇒
x = Ka ⋅ Ca
⇒
[H ] =
+
Ka ⋅ Ca
Ejemplos de ácidos débiles: HCH3COO (ácido acético), HF, HNO2, HCN.
TP pH 2/5
BASES DÉBILES
Se considera que la base BOH es una base débil si en disolución acuosa se encuentra parcialmente
ionizada. La reacción involucrada es:
[B ][OH ]
Kb =
+
+
-
BOH ↔ B + OH
−
[BOH ]
En este caso Kb<10-2, y también puede calcularse [OH-] del mismo modo que en el caso de los ácidos
débiles.
[OH ] =
−
Kb ⋅ Cb
donde “Cb” es la concentración inicial de la base
Ejemplos de bases débiles: NH3, Fe(OH)2.
Para conocer el pH que generará la disolución de una sustancia en agua tenemos varias opciones:
Cálculo teórico:
Conociendo las concentraciones de las especies presentes en la solución, es posible calcular la [H+] y de
allí el pH. Para esto se debe tener en cuenta la naturaleza de la sustancia, los equilibrios en solución
acuosa en los que participa y sus constantes.
Indicadores:
Se trata de sustancias orgánicas que se comportan como ácidos o bases débiles y que poseen un color en
su forma básica (In-) y otro en su forma ácida (InH). Este cambio de color se da en un determinado rango
de pH que es característico de cada indicador (que se conoce como “rango de viraje”) y que es lo que se
utiliza para conocer el pH aproximado de una solución. Los indicadores pueden utilizarse líquidos o
mediante cintas de papel que han sido impregnadas con uno o varios indicadores, que se conocen como
“cintas de pH”.
Nombre del Indicador
Rango de viraje
Cambio de color al aumentar el pH
Amarillo de alizarina
10,1 – 12
Amarillo Æ Lila
Azul de bromotimol
6,0 – 7,6
Amarillo Æ Azul
1,2 – 2,8
Rojo Æ Amarillo
8,0 – 9,6
Amarillo Æ Azul
Fenolftaleína
8,0 – 9,8
Incoloro Æ Rojo/Violeta
Naranja de metilo
3,2 – 4,4
Rojo Æ Amarillo
Rojo fenol
6,4 – 8,0
Amarillo Æ Rojo
Rojo de metilo
4,2 – 6,2
Rojo Æ Amarillo
Verde de bromocresol
3,8 – 5,4
Amarillo Æ Azul
Violeta de metilo
0,2 – 2,0
Amarillo Æ Violeta
Azul de timol
TP pH 3/5
Peachímetro:
Es un instrumento empleado para medir el pH de una disolución. Aunque el diseño y la sensibilidad de
los peachímetros varían, sus componentes esenciales son un electrodo de vidrio, un electrodo de
referencia y un voltímetro calibrado para poder leer directamente en unidades de pH.
El electrodo de vidrio se basa en una propiedad singular de una fina membrana de un vidrio especial,
que hace que se establezca un potencial a través de la membrana cuando ambos lados de la misma se
hallan en contacto con disoluciones en las que las concentraciones de iones hidrógeno son diferentes.
Durante su utilización, todo el electrodo se sumerge en la disolución de pH desconocido y así la
membrana se halla en contacto con dos disoluciones, una de pH conocido y otra de pH desconocido.
La disposición es tal que la diferencia de potencial medida por el voltímetro se debe solamente a la
diferencia de las concentraciones de ion hidrógeno en las dos disoluciones.
Para poder medir el pH de una solución con un peachímetro, previamente hay que realizar una
“calibración” del instrumento, utilizando soluciones de pH perfectamente conocidos. Para ello el
peachímetro dispone de un sistema que permite ajustar la lectura del instrumento al pH de la solución de
calibración.
PROCEDIMIENTOS Y OBSERVACIONES:
Experiencia nº 1
1. Numerar 5 tubos de ensayo limpios y secos del 1 al 5. Colocar en cada tubo 9,00 ml de agua
destilada.
2. Colocar en el tubo nº 1 1,00ml de solución de HCl 0,1 M. Mezclar cuidadosamente.
3. Colocar en el tubo nº 2 1,00ml de la solución contenida en el tubo nº 1. Mezclar cuidadosamente.
Repetir lo mismo con los demás tubos, hasta el nº 5.
4. Calcular la concentración de HCl y el pH en cada tubo.
5. Dividir el contenido de cada tubo en dos (utilizar otra batería de 5 tubos rotulados de 1 a 5)
6. Medir el pH de dos tubos de diferente concentración utilizando una cinta de pH adecuada.
7. Medir el pH de cada tubo utilizando dos indicadores que viren en la región ácida de la escala de
pH.
8. Completar el siguiente cuadro:
Tubo nº
1
2
3
4
5
Concentración de HCl
pH calculado
pH medido c/ cinta de pH
Color con indicador:
………………….
pH estimado según el color
Color con indicador:
………………….
pH estimado según el color
9. Comparar las mediciones y extraer conclusiones.
10. Desechar las soluciones por dilución.
TP pH 4/5
Experiencia nº 2:
Repetir la experiencia nº 1, pero utilizando NaOH 0,1 M en lugar de HCl.
En el punto 7, seleccionar un indicador que vire en la región básica de la escala de pH.
Tubo nº
1
2
3
4
5
Concentración de NaOH
pH calculado
pH medido c/ cinta de pH
Color con indicador:
………………….
pH estimado según el color
Color con indicador:
………………….
pH estimado según el color
Experiencia nº 3:
1. Calibrar el peachímetro con soluciones buffers de pH = 4,00 y pH = 7,00
2. Colocar en un vaso de precipitados solución de ácido acético 0,1 M y medir el pH utilizando el
peachímetro
3. Repetir el punto 2 con HCl 0,1M.
4. Con el dato del punto 2 calcular la Ka a la temperatura de trabajo y comparar con la Ka teórica
(Ka 20°C = 1,75 x10-5).
5. Desechar las soluciones por dilución.
TP pH 5/5