Informe Practica 11

ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICADEL LITORAL

PRÁCTICA N° 11

Título:

Determinacion de PH

Asignatura

Laboratorio De Química General I

Autor:

Joshua cardenas Kampauw

Profesor:

Ms.C Mariana Navarro

Fecha:

Agosto 2015

1. TEMA

Indicadores y pH.

2. MARCO TEÓRICO

pH.- Se define el potencial hidrógeno (pH) como el logaritmo negativo de la actividad de los iones 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) [1].

Indicadores.- Es una sustancia o instrumento que permite medir el pH de un medio.

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 [2].

Soluciones Buffer.- Es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrológicamente activas.

Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes [3].

Ecuaciones para la determinación del pH con respecto a la concentración molar en soluciones con electrolito débil y con electrolito fuerte.-

[4].

Solución madre.- Es aquella que a través de su reacción produce una nueva sustancia.

Soluciones hijas.- Son el resultado de las soluciones madres [5].

OBJETIVO GENERAL

Determinar el pH experimental de las soluciones ácidas y básicas de diferentes concentraciones, de acuerdo a la coloración que presenten mediante el uso de indicadores.

3. OBJETIVOS ESPECÍFICOS

Establecer el pH para disoluciones acidas y básicas de carácter débil y fuerte.

Determinar el pH de NaOH mediante diferente tipos de indicadores.

Demostrar que el valor experimental es cercano al valor teórico de cada pH.

4. MATERIALES Y EQUIPOS

Pera

Pipetas

Frasco con muestra HCl

Frasco con muestra NaOH

HCl

NaOH

Frasco con muestra H2SO4

Frasco con muestra HCH3COO

Balanza

Bureta de vidrio

Tabla de indicadores

Agua destilada

Vaso precipitado

HCH3COO

Indicador amarillo

Indicador naranja

5. 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.



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.

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.

6. TABLA DE DATOS

TABLA DE DATOS

1 Concentración de solución Madre de NaOH 0,1 M

2 Concentración de solución Madre de HCl 0,1 M

3 Volumen de solución concentrada para primera dilución 10 ml

4 Volumen total de solución nueva (1era dilución) 10 ml

6 Volumen de solución concentrada para segunda dilución 10 ml

7 Volumen total de solución nueva (2da dilución) 10 ml

8 Volumen de solución concentrada para tercera dilución. 10 ml

9 Volumen total de solución nueva (3era dilución) 10 ml

Cálculos.

[H+]= 1x10-7 pH= - log ¿¿

[OH-]= 1x10-7 [H+] [OH-] = k

[1x10-7] [1x10-7] = 1x10-14

log ¿¿+ log ¿¿ =-14

M1V1=M2V2 M2V2=M3V3 M3V3=M4V4

M1= 0.1M M2= 0.01M M3= 0.001M

(0.1M)(1mL)= M2(10mL) (0.01M)(1mL)= M3(10mL) (0.001M)(1mL)= M4(10mL)

M2=0.01M M3=0.001 M4=0.0001

pH + pOH = 14

pH teórico del HCl (ácido fuerte) → pH= -log ¿¿

T1 T2 T3 T4

M1=0.1M→[HCl]=0.1

M2=0.01M→[HCl]=0.01

M3=0.001M→[HCl]=0.001

M4=0.0001M→[HCl]=0.0001

pH= - log[0.1] pH= - log[0.01] pH= - log[0.001] pH= - log[0.0001]

pH=1 pH=2 pH=3 pH=4

pH teórico del NaOH (base fuerte) → pH = 14 - pOH

T5 T6 T7 T8

M1=0.1M→[NaOH]=0.1 M2=0.1M→[NaOH]=0.01 M3=0.001M→[NaOH]=0.001 M4=0.001M→[NaOH]=0.0001

pOH= - log[0.1] pOH= - log[0.01] pOH= - log[0.001] pOH= - log[0.0001]

pOH=1→pH=14-1 pOH=2→pH=14-2 pOH=3→pH=14–3 pOH=4→pH=14–4

pH = 13 pH = 12 pH = 11 pH = 10

Nombre del alumno: Carlos Freire Plaza Paralelo: 46

pH teórico del H2SO4 → 2H + SO4

T9

M= 0.1 → [H2SO4]=0.2

pH= - log[0.2]

pH= 0.7

pH teórico del HCH3COO +Ki ↔ H+ + CH3COO

Ki = constante de disociación

Ka ¿¿¿

¿¿

K HCH 3COO=1.8x 10−5

¿

¿


pH= - log[HC H 3COO +]

pH = - log[1.34 x 10−3]

pH = 2.87

7. ANÁLISIS DE RESULTADOS

Tubo #

Soluciones Concentración de cada solución

Solución indicadora

ColorObservado de la solucion

PH Experimental (observado)

PH Teórico (calculado)

1 NaOH 0,1M Amarillo de Alizarina

Rojo de ciruela

11 13


Anaranjado 10 12


Amarillo rojizo

9 11


Amarillo 10 10

Tubo #

Soluciones Concentración de cada solución

Solución indicadora

ColorObservado de la solución

PH Experimental (observado)

PH Teórico (calculado)

1 HCl 0,1M AnaranjadoDe metilo

Rojo 1 1


RojoAnaranjado

2 2


Anaranjado 4 3



Amarillo 6 4

Tubo# Soluciones

ConcentraciónSolución

indicadoraColor observado

pH experimental

pH teórico

1 H2SO4 0.1 M

Ana

ran

jad

o de

m

etile

no Rojo 1 0.7

2 HCH3COO 0.1 M Rojo anaranjado 3 2.87

8. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

Conclusiones

Por lo tanto al realizar el experimento, el valor experimental del pH para el HCl fue muy aproximado al valor teórico.

Luego de calcular el pH del NaOH se evidencio que los valores experimentales excedieron a los teóricos esto pudo ser falla de cantidad de agua o no vimos bien el color del pH.

Se comprobó que el acido acético tiene una constante de disociación que ayuda a encontrar el pH.

Recomendaciones

Usar pipetas diferentes para cada acido y/o base, así se podrá evitar mezclas entre ácidos y bases.

Se debe colocar sólo dos gotas de la solución indicadora, si un caso se coloca una gota mas del indicador por accidente, también se deberá colocar una gota más a las demás disoluciones.

Observar bien la escala de pH en la tabla.


9. BIBLIOGRAFÍA

[1] Hetch E, “Física General 10ma edición”, (2007), pág.124.

[2] Águila M, “Física 2”, (2013), pág. 43.

[3] Sánchez D, “Química 1”, pág. 21.

[4] Chang R, “Química séptima edición”, (2002), pág. 7,8.

[5] Douglas A, Donald M, “Introducción a la química analítica”, (1986), pág. 212.

[6] Osorio R, “Manual de técnicas de laboratorio químico”, (2009), pág. 35,36.


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