NaOH Na + OH Al(OH) + 3OH Al ←-→ ←-→ H PO 3H + PO ←-→

ASIGNATURA: QUIMICA AGROPECUARIA (RB8002)
GUÍA N°4:
“DETERMINACION DE pH”
I.
Presentación de la guía:
Competencia: El alumno será capaz de aplicar diferentes métodos instrumentales para la
determinación del pH y reconocer los principios fundamentales del equilibrio
químico (ácido – base).
Evaluación: La evaluación de esta guía tiene carácter formativo lo que permitirá detectar el
dominio de los objetivos planteados.
Metodología: El docente organizará grupos de trabajo para desarrollar las actividades propuestas.
Posteriormente el alumno confeccionará un informe de los resultados obtenidos que
será adjuntado en el portafolio semestral.
II.
Resumen Teórico:
Algunos de los procesos más importantes de los sistemas químicos y biológicos son reacciones
ácido-base en disolución acuosa. Existen tres teorías ácido-base aceptadas dependiendo del
sistema en estudio.
Teorías ácido-base:
La Teoría de Arrhenius, postula que un ácido es la especie que en solución acuosa libera iones
hidronio (H3O+) al medio. Ejemplo:
HCl  H 2O 
 H3O  + ClH 2SO4  2 H 2O 
 2H3O  + SO-24
Una base es aquella especie que en solución acuosa libera iones hidróxido (OH-) al medio.
Ejemplo:
NaOH 
 Na  + OH Al(OH)3 
 Al 3 + 3OH La teoría de Arrhenius es limitada ya que algunos compuestos químicos no presentan el grupo
hidronio o hidróxido en su estructura, y el disolvente esta condicionado a ser agua.
La Teoría de Lowry y Bronsted, postula que un ácido es la especie que puede donar o ceder
iones hidrógeno (H+) al medio (no necesariamente el disolvente es agua). Ejemplo:
H3PO4 
 3H + PO-34
Determinación de pH (RB8002). Documento preparado por
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Una base es aquella especie que puede captar o aceptar iones hidrógeno del medio.
HCO3-  H  
 H2CO3
En la teoría de Lewis, un ácido es la entidad capaz de aceptar un par de electrones en su entorno
y una base, la entidad capaz de ceder o donar un par de electrones.
Producto iónico del Agua (Kw):
El agua es un compuesto que tiene una particularidad especial, por lo tanto, no resulta fácil
explicar su comportamiento. Por ejemplo, presenta un rango bien amplio para mantenerse líquido
(0°C a 100°C). Desde el punto de vista ácido-base es un anfolito y su disociación puede ser
establecida como sigue:
H2O 
 H+ + OHEl producto iónico del agua resulta:
K w   H   OH  
Experimentalmente su valor a 18°C es:
K w 1,0 1014 mol 2 / L2
Port tanto,
H+  = OH-  1,0 107 mol / L
En función de esta igualdad podemos establecer lo siguiente:
 H +  > OH- 
 H +  = OH- 
 H +  < OH- 
Región ácida
Región neutra
Región básica
Medida de la acidez y basicidad
El término utilizado es el pH, escala propuesta por el investigador Sörensen. El rango de medición
esta entre 0 y 14 y, se define como el logaritmo de la concentración del ión hidrógeno:
pH   log  H  
En la figura N°1 encontraras una escala de pH con algunos ejemplos:
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Figura N°1: Escala de pH
En la escala de pH se distinguen claramente tres zonas:
Zona
pH
ácida
0 – 6,9
neutra
7,0
básica
7,1 - 14
Otras técnicas para medir pH son:
pH-metro
Indicadores orgánicos ácido-base
Papel pH universal 0-14
Papel tornasol
Los indicadores son compuestos orgánicos, que presentan un rango determinado de pH a medir.
Lo interesante es que la medición se manifiesta por colores, mientras el pH del compuesto sea
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ácido tendrá el primer color y si el pH cambia a básico manifestará el segundo color. Los
indicadores son muy útiles en la titulación de ácido y bases (neutralización).
III.
Actividad práctica:
 Determinar el pH en diferentes disoluciones por métodos cualitativos y cuantitativos
IV.
Objetivos:
 Conocer las teorías ácido-base.
 Determinar el pH de forma cualitativa y cuantitativa.
 Clasificar un compuesto en función del valor de pH según escala de pH (ácido, base)
V.
VI.
Materiales y reactivos:
-
Tubo de ensayo
-
Azul de bromotimol
-
Vaso de precipitados de 100 mL
-
Hidróxido de sodio, NaOH
-
Gradilla de madera
-
Acido clorhídrico concentrado, HCl
-
pH-metro
-
Jugo de limón comercial
-
Papel tornasol rosado y azul
-
Vinagre blanco
-
Papel pH universal 0-14
-
Leche líquida
-
Fenolftaleína
-
Agua mineral
-
Azul de bromotimol
-
jabón
-
Anaranjado de metilo
Procedimiento experimental
Experiencia N°1: Determinación de pH utilizando el pH-metro.
 Con la ayuda del profesor utilizar el pH-metro en la determinación del pH de las siguientes
sustancias: Jugo de limón comercial, Vinagre blanco, Café negro, Leche, agua mineral, solución
jabonosa.
 Interpretar el valor obtenido con el pH-metro en función de la escala de pH.
Experiencia N°2: Determinación del pH con indicadores orgánicos.
 Disponga de diez tubos limpios y secos en una gradilla de madera. A cinco de los tubos adicione 3,0
mL de una disolución de ácido clorhídrico 0,1 M y los cinco restantes con disolución de hidróxido de
sodio 0,1 M.
 Organizar los tubos en pareja y agregar 3 gotas de indicador orgánico en cada uno de los tubos.
 Observar el color que adquiere el indicador en cada unos de los tubos.
 Repetir con todos los indicadores disponibles en el laboratorio.
 Adicionar a un tubo de ensayo disolución de jabón y adicionar gotas de fenolftaleína. Interpretar el
resultado observado.
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Experiencia N°3: Determinación del pH con cinta universal pH 0 - 14
 Determinar el pH de las sustancias analizadas en la experiencia N°1 con papel universal 0 – 14.
 Comparar los colores con el patrón de colores indicado por el fabricante.
Experiencia N°4: Determinación del medio (ácido – básico) con papel tornasol.
 Determinar el pH de las sustancias analizadas en la experiencia N°1 con papel tornasol
 Clasificar las sustancias como ácido o base según el cambio de coloración en el papel tornasol azul
o rosado.
VII. Resultados
Tabla de resultados experiencia N°1: Determinación de pH utilizando el pH-metro.
Sustancia
Valor de pH (pH-metro)
Interpretación
Jugo de limón comercial
Vinagre blanco
Leche
agua mineral
Solución de jabón
Tabla de resultados experiencia N°2: Determinación del pH con indicadores orgánicos.
Indicador
orgánico
Color inicial del
indicador
Color del indicador con
ácido clorhídrico 0,1 M
Color del indicador con
hidróxido de sodio 0,1 M
VIII. Post-Laboratorio:
IX.
-
Redactar un informe de los resultados obtenidos según pauta de evaluación de informes
que aparece en la guía para el éxito académico 2009. Universidad tecnológica de ChileInacap. Sede la Serena. Pagina 54.
-
Investigue el rango de viraje (pH de cambio) de los indicadores orgánicos utilizados.
Bibliografía

Química Ciencia Central, Brown, LwMay Bursten, Novena Edición. Editorial Pearson 2004.

Ciencias Plan Común, Química. Grupo educacional Cepech 2006.

Química General, Raymond Chang, séptima edición. Editorial Mc Graw Hill 2002.
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