1. COLEGIO DE BACHILLERES PLANTEL 3
IZTACALCO
QUÍMICA ANALÍTICA
PROFESOR: LUIS MÉNDEZ SOTO
REPORTE DE PRÁCTICAS SEGUNDO PARCIAL
RASHID AREVALO ARED JANIT
Sanchez Quezada Elezar Giovani
GRUPO: 403
Práctica número 2
DETERMINACIÓN DEL PH EN PRODUCTOS
COMERCIALES Y PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES.
Objetivo: En esta práctica determinarás el PH de productos
que utilizas cotidianamente, utilizando para ello el papel pH,
Anaranjado de Metilo, Fenoftaleína y el potenciómetro

2. (electrodo), con la finalidad de que reconozcas la importancia
del pH.
MATERIALES:
21 Tubos de ensaye
pipetas graduadas
1 espátula
1 gradilla
vasos de precipitado de 100
ml
1 piseta
1 mortero
agitador
vidrios de reloj
balanza analítica
frascos gotero
mechero bunsen
tripié
tela de alambre con asbesto
etiquetas
papel pH
REACTIVOS
Anaranjado de metilo
fenoftaleína
10 ml de refresco
10 ml de leche
10 ml de saliva
10g de detergente
10 ml de jugo de limón
3 tabletas antiácidas
Antecedentes:
Indicador
En química, un indicador es una sustancia que siendo ácidos o bases débiles al
añadirse a una muestra sobre la que se desea realizar el análisis, se produce un
cambio químico que es apreciable, generalmente, un cambio de color; esto ocurre
porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse.
Indicadores: son colorantes cuyo color cambia según estén en contacto con un
ácido o con una base. La variación de color se denomina viraje, para esto el
indicador debe cambiar su estructura química al perder o aceptar un protón.
Este cambio en el indicador se produce debido a que durante el análisis se lleva a
cabo un cambio en las condiciones de la muestra e indica el punto final de la
valoración. El funcionamiento y la razón de este cambio varían mucho según el
tipo de valoración y el indicador. El indicador más usado es el Indicador de pH que
detecta el cambio del pH. Por ejemplo, la fenolftaleína y el azul de metileno.
Concepto de PH
El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la
concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias.

3. La sigla significa ‘potencial hidrógeno’, ‘potencial de hidrógeno’ o ‘potencial de
hidrogeniones’ (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. =
peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue
acuñado por el químico danés S. P. L. Sørensen (1868-1939), quien lo definió
como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto
es:
Teorias acido-base
Una reacción ácido-base o reacción de neutralizacion es una reacción química
que ocurre entre un ácido y una base . Existen varios conceptos que proporcionan
definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas
reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas. A
pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto
como los diferentes métodos de análisis cuando se aplica a reacciones ácido-base
de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser
algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases
fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.
DESARROLLO DE PRÁCTICA
a) Determinación del pH empleando papel pH
- Enumera los tubos de ensaye el 1 al 21
- Coloca 5 ml de tus muestras en cada tubo
- Tritura y disuelve las muestras solidas en agua destilada.

4. - Introduce en cada uno de los tubos una tira de papel pH y
anota su valor.
INTEGRACIÓN DE RESULTADOS
tubo pH
#1 leche #7
#2 jugo de naranja #3
#3 jugo de mango #3
#4 agua mineral #0/1
#5 jugo de limón #1
#6 sal de uvas #6

5. #7 saliva #7

6. b) Tabla de determinación de pH con indicadores
-Numera del tubo 7 al 12 y adiciona 3 ml de muestra
en cada uno, agregando dos gotas de anara de metilo
e identifica su carácter acido (color rojo) o su carácter
alcalino o neutro (color amarillo o anaranjado)
-Numera del tubo 13 al 18, adiciona 3 ml de muestra
en cada uno y agrega 2 gotas de fenolftaleina para
que identifiques su carácter acido o neutro (incoloro)
su carácter alcalino (color rojo o purpura)
Naranjado de metilo (INTEGRACIÓN DE RESULTADOS)
Tubo pH Carácter ácido,
alcalino o neutro
#8 leche Amarillo Alcalino
#9 jugo de naranja Rojo Ácido
#10 jugo de mango Rojo Ácido
#11 agua mineral Naranja Ácido
#12 jugo de limón Rojo Alcalino
#13 sal de uvas Naranja Ácido
#14 saliva incoloro alcalino

7. Tubo Color con
fenoftaleína
Carácter ácido,
alcalino o neutro
#15 Incoloro Ácido
#16 Incoloro Ácido
#17 incoloro Ácido
#18 Incoloro Ácido
#19 incoloro Ácido
#20 Incoloro Ácido
#21 incoloro ácido

8. c) determinacion de pH con Potenciometro
Mediante el uso del potenciómetro, se calculó el pH . Para ello, primero se calibró
el potenciómetro: se purgó el electrodo con una solución amortiguadora, se lavó
con agua y luego si se introdujo en cada muestra de producto comercial (teniendo
en cuenta que cada vez que iba a ser usado el potenciómetro debía ser lavado)
Tabla de pH con Potenciómetro (integracion de resultados)
Muestra sin dilución pH
#22 leche 5.85
#23 jugo de naranja 1.97
#24 jugo de mango 1.64
#25 agua mineral 3.65
#26 jugo de limón 0.85
#27 sal de uvas 4.65
#28 saliva 6.84

10. Contesta la siguientes preguntas
1- Explica la importancia que tiene el pH en tu organismo, en los productos,
alimentos del diario:
El símbolo pH es utilizado mundialmente para hacer referencia a la fórmula del
potencial de hidrógeno (H), es decir la cantidad de hidrógeno que existe en una
solución. Así, las diferentes sustancias con las que podemos entrar en contacto
poseen un nivel de pH diferenciado que los caracteriza y que los hace
especialmente útiles o beneficiosos para determinados casos.
2- En una bebida como en el te negro, ¿Por que cambia de color al agregarle unas
gotas de jugo de limon?
Debido al punto de equivalencia
Conclusion
* El pH-metro es un método de gran precisión para medir el pH de una disolución.
* Calibrar el material medidor (potenciómetro) es importante para obtener datos
exactos y próximos a los reales.
* Una solución amortiguadora permite mantener estable el pH de una disolución.
* La temperatura es uno de los factores que puede afectar la medida de pH en una
disolución
* Frecuentemente se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el cálculo
del pH en soluciones reguladoras.

11. Práctica número 4
DETERMINACIÓN DEL ACIDO CITRICO EN JUGOS DE
FRUTAS ENLATADAS Y NATURALES
I. OBJETIVO
Determinar el contenido de ácido cítrico presente en jugos de fruta enlatados,
aplicando la valoración por neutralización, con la finalidad de verificar que el
contenido del mismo sea el especificado en la etiqueta.
II. ANTECEDENTES
Para la realización de esta práctica, es necesario que conozcas
los conceptos siguientes:
Equilibrio químico
En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades
químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún
cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce
cuando una reacción reversible evoluciona hacia adelante en la misma proporción
que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e
inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios
netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este
proceso se denomina equilibrio dinámico
Teoría de la neutralización
Ácidos polipróticos
Los ácidos polipróticos (ácidos poliácidos o ácidos poliprotónicos) son ácidos que
tienen más de un hidrógeno ionizable. Estos ácidos disocian en más de una etapa
y cada etapa presenta su propia constante de equilibrio.
Preparación y valoración de disoluciones
MATERIALES
1 soporte universal 4 vasos de precipitado de 250 mL
1 pinza para bureta 1 peri l la de hule
1 pipeta volumétrica de 5 mL 1 espátula de acero inoxidable

12. 1 pipeta volumétrica de 25 mL 2 matraces aforados de 250
4 matraces Erlenmeyer de 250 mL 1 vaso de precipitado de 1 L
3 pipeta graduada de 1 0 mL 1 parrilla eléctrica
3 balanzas analíticas 1 vidrio de reloj
1 estufa 1 embudo de vidrio
1 pesafi ltro 1 piseta
1 desecador 1 balanza analítica
1 probeta graduada de 100 mL REACTIVOS
250 mL de NaOH 0.1 N 250 mL de HCl 0.1 N
50 mL de fenoftaleína al 0.1 % Agua destilada
5 g de carbonato de sodio (Na2CO3) *1 lata de jugo de piña, toronja, limón y
naranja
50 mL de Anaranjado de metilo
50 mL de etanol (CH3CH2OH)
1 g de fenoftaleína
IV. PREVENCION Y SEGURIDAD EN EL
LABORATORIO
Además de las medidas de prevención que implica trabajar en el laboratorio, en
esta práctica
debes considerar lo siguiente:
• El HCl es corrosivo y produce quemaduras al contacto con la piel y por inhalación
, lo
debes manejar con cuidado en la campana de extracción .
• El NaOH es muy higroscópico, por lo que el frasco lo debes mantener cerrado
• El etanol es muy flamable, por lo que no lo debes exponer a altas temperaturas o
al
fuego directo
• Los indicadores: fenoftaleína y anaranjado de metilo, por ingestión causan
diarrea
V. DESARROLLO EXPERIMENTAL
Esta actividad se divide en tres momentos:
A). Preparación y valoración del HCl
B). Preparación y valoración del NaOH
C). Determinación del ácido cítrico en jugos de frutas
A). Preparación y valoración del HCl
• Real izar los cálculos necesarios para preparar 250 mL de HCl 0.1 N
• Verter en un vaso de precipitado la cantidad de ácido requerida para su
preparación

13. • Tomar con la pipeta volumétrica la cantidad exacta de ácido y colócala en el
matraz aforado (recuerda que no debes pipetear con la boca, es muy peligroso).
• Aforar a 250 mL con agua destilada y conserva tapada y etiquetada esta
disolución
• Pesar 2.0 g de carbonato de sodio anhidro en un pesafiltro y secarlo previamente
entre
240-250º C en la estufa, durante media hora
• Una vez seco, coloca el pesafiltro dentro del desecador hasta que adquiera la
temperatura del lugar.
• Pesar porciones de 0.15-0.25 g con exactitud (procurando obtener como mínimo
tres muestras de la sal).
• Colocar cada una de las muestras de la sal en un matraz Erlenmeyer y
disolverlas con 50
mL de agua destilada
• Agregar a cada matraz dos gotas del indicador anaranjado de metilo
• Colocar en la bureta la disolución de HCl 0.1 N preparada previamente y
proceder a realizar la titulación dejando caer poco a poco de la bureta la disolución
del ácido cuya normalidad se desea conocer. La aparición de un color amarillo-
naranja, indica el punto de equivalencia.
• Anotar el volumen gastado para cada una de tus determinaciones
• Calcular la concentración real del HCl
B). Preparación y valoración del NaOH
• Calcular la cantidad necesaria de NaOH para preparar 250 mL de concentración
0.1N
• Pesar en un vidrio de reloj la cantidad necesaria de NaOH y verter con cuidado al
matraz aforado.
• Aforar a 250 mL y mantener cerrada la disolución
• Medir con una pipeta volumétrica 25 mL de la disolución anterior, colocarla en un
matraz
Erlenmeyer de 250 mL y diluir con 50 mL de agua destilada previamente hervida y
fría,
agregar dos gotas de anaranjado de metilo
• Colocar en la bureta el HCl valorado y titu lar hasta que cambie tenuemente de
color
• Real iza la misma operación con dos muestras más
• Toma las lecturas del volumen gastado de HCl , saca el promedio y calcular la
concentración del NaOH
C). Determinación del ácido cítrico en jugos de frutas
• Agitar vigorosamente cada una de las latas de jugo antes de uti l izarla
• Llenar la bureta con la disolución valorada de NaOH
• Transferir 1 0 mL del jugo a un matraz Erlenmeyer de 250mL con una pipeta
volumétrica
• Diluir con 20 mL de agua desti lada y agregar unas gotas de ind icador fenofta
leína*

14. • Colocar el matraz Erlenmeyer bajo la bureta y dejar caer gota a gota el NaOH
• Agitar continuamente el matraz hasta que la d isolución adqu iera un l igero color
rosa
• Anotar el volumen de NaOH uti l izado para l legar al punto de equ ivalencia
• Repetir el mismo proced im iento para cada una de las latas de jugo real izando
por lo
menos tres determinaciones para cada una de el las
• Real izar las anotaciones
* La fenoftaleína se preparó en la práctica No. 2. (si no cuentas con ella, prepárala
pesando 0.1 g y disolviendo en 100 mL de etanol
Conclusion
Nuestras soluciones fueron muy acidas utilizando jugos naturales no todas
tuvieron los mismos volúmenes gastado de NaOH
Ya que algunas resultaron ser mas acidas como el jugo de limón otra la que
también resulto ser acida es el jugo de naranja como la piña la que resulto un poco
alcalina fue el de toronja casi la mayoría de muestras determinaciones obtuvieron
un color rosa tenue fue algo rara la que tuviera en color rosa fuere cuando
hacíamos la titulaciones también pudimos notar las reacciones inmediatas como
en el jugo de piña y toronja pues ya que en la dela naranja fue un poco mas
compleja y en la del limón fue aun mas porque en esa se usaro 72 ml de NaOH
Contesta la siguientes preguntas
1-¿Que funcion tiene utilizar Na2CO3 para la valoracion de HCL?
El na2co3 anhidro se emplea comúnmente para estandarizar soluciones de hcl. la
reacción de neutralización del hcl con el na2co3 es:
2hcl + na2co3 --> 2nacl + h2co3
¿Que otra sal se puede utilizar?
NaHCO3
¿Cual es la funcion del HCL en la valoracion de NAOH?
El ácido clorhídrico se usa frecuentemente en los análisis volumétricos de
neutralización porque sus soluciones diluidas son estables y porque se puede
utilizar en presencia de la mayoría de los cationes sin que ocurran reacciones de
precipitación.