1. ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICADEL LITORAL
PRÁCTICA N° 10
Título:
INDICADORES Y PH
Asignatura
Laboratorio De Química General I
Paralelo - Grupo:
16 - C
Autor:
Melissa Aguilera Chuchuca
Profesor:
Ing. Ana Avilés Tutivén, Ms.C
Fecha:
6 de Agosto 2014

2. ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas
Departamento de Ciencias Químicas y Ambientales
Indicadores y pH
_____________________________________________
Melissa Aguilera Chuchuca
RESUMEN
En esta práctica vamos a determinar el pH experimental de las soluciones
ácidas y básicas de diferentes concentraciones, de acuerdo a la coloración que
presente mediante el uso de dos tipos de indicadores: anaranjado de metilo y
amarillo de alizarina.
Utilizaremos 4 tubos con 0.1 M hasta a.0001 M de concentraciones de: ácido
clorhídrico (HCl), hidróxido de sodio (NaOH), y dos tubos con 2 ml de sulfúrico
(H2SO4) y de ácido acético (HCH3COO) para comprobar cuál de los dos es más
fuerte o débil. Para los ácido le agregaremos dos gotas de anaranjado de
metilo y para los hidróxido amarillo de alizarina, agitamos hasta que se
homogenice y observamos en la tabla de referencia los colores en la escala de
0 al 14 según el nombre del indicador, y registramos el valor numérico que
muestra la escala con un valor de pH experimental. Por último calculamos
teóricamente el pH de cada solución aplicando las fórmulas dadas en las
clases teóricas.
Si el pH experimental es muy distinto que del pH teórico, quiere decir que la
práctica está mal hecha.
Palabras claves: demostración de pH, indicadores de pH, ácidos fuertes y
débiles, experiencia química.

3. ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas
Departamento de Ciencias Químicas y Ambientales
Indicators and pH or pH indicators
_____________________________________________
Melissa Aguilera Chuchuca
ABSTRACT
In this practice, we will determine the experimental pH of the acidic and basic
solutions of different concentrations, according to the coloration, using two
types of indicators: methyl orange and alizarin yellow.
We’ll use 4 tubes with 0.1 M until 0.0001 M concentrations of: hydrochloric acid
(HCl), sodium hydroxide (NaOH), and two tubes with 2 ml of sulfuric acid
(H2SO4) and acetic acid (HCH3COO) to see which one is stronger or weaker.
We’ll add two drops of methyl orange for acid and alizarin yellow for hydroxide,
shake until homogenized and observe in the reference table the colors on the
scale of 0 to 14 based on the name of the indicator, and record the value
numerical scale showing an experimental pH value. Finally theoretically
calculate the pH of each solution by applying the equations given in the
lectures.
If the experimental pH is very different from the theoretical pH that means the
practice is poorly or wrong or badly made.
Keywords: pH demonstration, pH indicators, strong and weak acids, chemical
experience.

4. 1.- Objetivo
Determinar el pH experimental de las soluciones ácidas y básicas de diferentes
concentraciones, de acuerdo a la coloración que presente mediante el uso de
indicadores.
2.- Marco teórico
PH.- En 1909 el químico danés Sørensen definió el potencial hidrógeno (pH)
como el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad
de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones
diluidas en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede
aproximar utilizando la concentración molar del ion 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).
Indicador de pH, es una sustancia o instrumento que permite medir el pH de un
medio. Habitualmente, se utiliza como indicador sustancias químicas que
cambia su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a
un cambio estructural inducido por la protonación / desprotonación de la
especie. 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.
Soluciones Buffer, un tampón, buffer, solución amortiguadora o solución
reguladora es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un
ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente 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.- Materiales y reactivos
1. Gradilla.
2. 10 tubos de ensayos.
3. Pipeta con pera.
4. Vaso precipitado.
5. Agua destilada.
6. Muestra de NaOH.
7. Muestra de HCl.
8. Muestra de H2SO4.
9. Muestra de HCH3COO.
10. Indicador anaranjado.
11. Indicador amarillo.
12. Tabla de colores.

5. 1)Y 2)
4.- Procedimiento
1) Colocar en una gradilla 10 tubos de ensayos.
2) Rotular 4 tubos como T1, T2, T3, y T4, para ácido clorhídrico; y, otro 4
para el hidróxido de sodio.
3) Obtener 4 concentraciones distintas de soluciones ácidas (HCl), y
básicas (NaOH), procediendo de la manera siguiente:
T1: Introducir 10 ml de solución madre contenida en el frasco rotulado
como concentración 0.1 M.
T2: Introducir 1 ml del T1 y agregar 9 ml de H2O destilada y agitar.
T3: Introducir 1 ml del T2 y agregar 9 ml de H2O destilada y agitar.
T4: Introducir 1 ml del T3 y agregar 9 ml de H2O destilada y agitar.
4) Verte dos gotas del indicador adecuado en los 4 tubos e ensayos que
contienen las soluciones ácidas y agitar. Igualmente, proceder con las 4
soluciones básicas, utilizando el otro indicador.
5) Observar en la tabla de referencia que muestra colores en la escala de 0
al 14 según el nombre del indicador, la coloración que corresponda a
cada una de las soluciones teñidas por el indicador (anaranjado de
metilo o amarillo de alizarina), y registre el valor numérico que muestra
la escala con un valor de pH experimental.
6) Registre los valores de pH observados en los cuadros de resultados
correspondientes (hay un cuadro para cada tipo de soluciones).
7) Medir con una pipeta graduada 2 ml de ácido sulfúrico y depositarlo en
un tubo de ensayo limpio. Igualmente, 2 ml de ácido acético en otro tubo
de ensayo limpio.
8) Agregar dos gotas del indicador para ácidos a las dos soluciones, y
reconocerles el pH por el color, con la tabla de referencia en la escala
del indicador usado.
9) Anotar los valores de pH obtenidos experimentalmente en el tercer
cuadro de resultados.
NaOH HCl
Ácido
acético
H2SO4
3)
4)
5)
6) 7)
10) 11) 8) 9)
12)

6. 10) Determinar las concentraciones de las disoluciones preparadas (4
soluciones ácidas y 4 soluciones básicas), y calcular teóricamente el pH
de cada solución, aplicando las fórmulas dadas en las clases teóricas.
11) Llenar la tabla de datos y los cuadros de resultados.
5.- Tabla de datos
Concentraciones de solución Madre de NaOH 0.1M
Concentraciones de solución Madre de HCl 0.1M
Volumen de solución concentrada para primera disolución 1mL
Volumen total de disolución nueva (1° disolución) 10mL
Ecuación para calcular concentración de disoluciones M1V1=M2V2
Volumen de solución concentrada para segunda
1mL
disolución
Volumen total de disolución nueva (2° disolución) 10mL
Volumen de solución concentrada para tercera disolución 1mL
Volumen total de disolución nueva (3° disolución) 10mL

7. 6.- Cálculos
 Concentración de disoluciones:
M1V1=M2V2 M2V2=M3V3 M3V3=M4V4
(0.1M)(1ml)=M2(10ml) (0.01M)(1ml)=M3(10ml) (0.001M)(1ml)=M4(10ml)
M2= 0.01M M3= 0.001 M M4= 0.0001 M
 pH teórico del hidróxido de sodio (NaOH):
T1 pH + pOH= 14
pOH= -log (OH-) pH= 14 - pOH
pOH= -log (0.1) pH= 14 - 1
pOH= 1 pH= 13
T2 pH + pOH= 14
pOH= -log (OH-) pH= 14 - pOH
pOH= -log (0.01) pH= 14 - 2
pOH= 2 pH= 12
T3 pH + pOH= 14
pOH= -log (OH-) pH= 14 - pOH
pOH= -log (0.001) pH= 14 - 3
pOH= 3 pH= 11
T4 pH + pOH= 14
pOH= -log (OH-) pH= 14 - pOH
pOH= -log (0.0001) pH= 14 - 4
pOH= 4 pH= 10
 pH teórico del ácido clorhídrico (HCl):
T1 T2
pH= -log (H+) pH= -log (H+)
pH= -log (0.1) pH= -log (0.01)
pH= 1 pH= 2
T3 T4
pH= -log (H+) pH= -log (H+)
pH= -log (0.001) pH= -log (0.0001)
pH= 3 pH= 4

8.  pH teórico del ácido acético (HCH3COO):
Ka= 1.8 x10-5 pH= -log (H+)
H+= √푘푎 (퐻퐶퐻3퐶푂푂) pH= -log (1.34 x10-3)
H+= √(1.8 × 10−5) (0.1) pH= 2.87
H+= 1.34 x10-3
7.- Tabla de resultado
Tubo
#
Soluciones Concentración
de cada
solución
Solución
indicadora
Color observado
de la solución
pH
experimental
(observado)
pH teórico
(calculado)
1 NaOH 0.1 M Amarillo de
alizarina
Rojo de ciruela 13.2 13
2 NaOH 0.01 M Amarillo de
alizarina
Anaranjado 12 12
3 NaOH 0.001 M Amarillo de
alizarina
Amarillo rojizo 11.2 11
4 NaOH 0.0001 M Amarillo de
alizarina
Amarillo 9.1 10
Tubo
#
Soluciones Concentración
de cada
solución
Solución
indicadora
Color observado
de la solución
pH
experimental
(observado)
pH teórico
(calculado)
1 HCl 0.1 M Anaranjado
de metilo
Rojo 1 1
2 HCl 0.01 M Anaranjado
de metilo
Rojo
anaranjado
1.3 2
3 HCl 0.001 M Anaranjado
de metilo
Anaranjado 2 3
4 HCl 0.0001 M Anaranjado
de metilo
Amarillo 3.1 4
Tubo
#
Soluciones Concentración
de cada
solución
Solución
indicadora
Color observado
de la solución
pH
experimental
(observado)
pH teórico
(calculado)
1 H2SO4 0.1 M Anaranjado
de metilo
Rojo 1 1
2 HCH3COO 0.1 M Anaranjado
de metilo
Rojo
anaranjado
2 2.87

9. 8.- Observaciones
 Cada una de las disoluciones se tornó de un color diferente el cual se
observó en los tubos de ensayo al momento de colocar los indicadores.
9.- Recomendaciones
 Usar pipetas diferentes para cada ácido y base.
 Trabajar con agua destilada las disoluciones.
 Observar el color de la mezcla con la luz solar.
 Colocar sólo dos gotas de la solución indicadora, si un caso se coloca una
gota más del indicador por accidente, también se deberá colocar una
gota más a las demás disoluciones.
 Seguir paso a paso el procedimiento de la práctica.
10.- Conclusiones
 Si el pH experimental y el pH teórico tienen resultados muy distintos,
quiere decir que la práctica está mal hecha.

10. BIBLIOGRAFÍA
FARBE. (2013). indicadores de pH. Recuperado el 2014, de
http://info.farbe.com.mx/indicadores-de-ph
Gomez, C. (2009). Indicadores de pH. Recuperado el 2014, de
http://www.mailxmail.com/curso-quimica-ph-nivel-medio/indicadores-ph
Matamoros, D., & Morante, F. (2012). Manual de prácticas, Química general 1.
En D. Matamoros, & F. Morante, Manual de prácticas, Química general 1
(Tercera ed., págs. 38-39). Guayaquil-Ecuador: Comité editorial.
profesor en linea. (2005). pH. Recuperado el 2014, de
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/PH2.htm
QUÍMICA COTIDIANA. (2009). SOLUCIONES DE BUFFER. Recuperado el
2014, de http://quimicacotidiana.blogspot.es/1243907160/soluciones-buffer/
S/a. (2010). medida del pH. Recuperado el 2014, de
http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/medida.htm
ANEXOS
1. ¿Qué es pH?
Es un coeficiente que mide el potencial hidrógeno, es decir la
concentración de hidrógeno en un líquido. De esta forma se determina el
grado de acidez o basicidad de una disolución.
2. ¿Qué son los indicadores?
Son sustancias orgánicas de origen vegetal, que en medio acuoso
liberan iones complejos, los que tienen la propiedad de cambiar de color
en presencia de iones oxidrilos o iones hidrógeno.
3. ¿Qué es una solución Buffer?
Es una o varias sustancias químicas que afectan a la concentración de
los iones de hidrógeno (o hidronios) en el agua. Siendo que pH no
significa otra cosa que potencial de hidrogeniones (o peso de
hidrógeno), un "buffer" (o "amortiguador") lo que hace es regular el pH.
4. ¿Qué son soluciones madres y soluciones hijas?
Solución madre es la solución concentrada de la cual se derivan nuevas
disoluciones con concentraciones menores.