1. Reporte de Práctica Nº 11 Fecha: 12/Agosto/2009 Título de la práctica: Indicadores y pH. Estudiante: Mario Enrique Aguaguiña Méndez. Grupo: A Paralelo: 05 Profesora: Ing. Qca. Ana Avilés Tutivén. Ms. C Objetivos de la práctica: Conocer el concepto de indicador. Conocer las aplicaciones de los indicadores. Conocer el concepto de pH. Establecer la importancia de medir el pH en diferentes sustancias. 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. Teoría: A continuación revisaremos algunos conceptos útiles para la realización de esta práctica y que nos ayudarán a comprender los objetivos de la misma. 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 físico que es apreciable, generalmente, un viraje de color; esto ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse. 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 varía mucho según el tipo de valoración y el indicador. Los indicadores más usados son: Indicador de pH, detecta el cambio del pH. Por ejemplo, la fenolftaleína. Son aquellas sustancias que sirven tienen la desventaja de que son temporales. pH El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinada sustancia. La sigla significa
potencial de hidrógeno
(pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es: Desde entonces, el término
pH
se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno. Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7 El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, por que hay más protones en la disolución) , y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua). Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH−. Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH– y H3O+, tenemos que: Kw = [H3O+]·[OH–]=10–14 en donde [H3O+] es la concentración de iones hidronio, [OH−] la de iones hidroxilo, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10−14. Por lo tanto, log Kw = log [H3O+] + log [OH–] –14 = log [H3O+] + log [OH–] 14 = –log [H3O+] – log [OH–] pH + pOH = 14 Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH. En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje. El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno. También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores. Algunos compuestos orgánicos que cambian de color en función del grado de acidez del medio en que se encuentren se utilizan como indicadores cualitativos para la determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo. A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14. Por ejemplo el ácido de batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que uno, mientras que el hidróxido de sodio 1 M varía de 13,5 a 14. Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 ºC. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw). La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos. En 1909, el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno como el logaritmo negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno. Esto es: Ácido acético El ácido acético, o su forma ionizada, el acetato, es un ácido que se encuentra en el vinagre, siendo el principal responsable de su sabor y olor agrios. Su fórmula es CH3-COOH (C2H4O2). De acuerdo con la IUPAC se denomina sistemáticamente ácido etanoico. Es el segundo de los ácidos carboxílicos, después del ácido fórmico o metanoico, que sólo tiene un carbono, y antes del ácido propanoico, que ya tiene una cadena de tres carbonos. El punto de fusión es 16.6 °C y el punto de ebullición es 117.9 °C. En disolución acuosa, el ácido acético puede perder el electrón del grupo carboxilo para dar su base conjugada, el acetato. Su pKa es de 4.8 a 25°C, lo cual significa, que al pH moderadamente ácido de 4.8, aproximadamente la mitad de sus moléculas se habrán desprendido del electrón. Esto hace que sea un ácido débil y que, en concentraciones adecuadas, pueda formar disoluciones tampón con su base conjugada. La constante de disociación a 20°C es Ka= 1'75·10-5. Es de interés para la química orgánica como reactivo, para la química inorgánica como ligando, y para la bioquímica como metabolito (activado como acetil-coenzima A). También es utilizado como sustrato, en su forma activada, en reacciones catalizadas por las enzimas conocidas como acetil transferasas, y en concreto histona acetil transferasas. Hoy en día, la vía natural de obtención de ácido acético es a través de la carbonilación (reacción con CO) de metanol. Antaño se producía por oxidación de etileno en acetaldehído y posterior oxidación de éste a ácido acético. Aplicaciones: En apicultura es utilizado para el control de las larvas y huevos de las polillas de la cera, enfermedad denominada galleriosis, que destruyen los panales de cera que las abejas melíferas obran para criar o acumular la miel. Sus aplicaciones en la industria química van muy ligadas a sus ésteres, como son el acetato de vinilo o el acetato de celulosa (base para la fabricación de lalo, rayón, celofán...) Son ampliamente conocidas sus propiedades como mordiente en soluciones fijadoras, para la preservación de tejidos (histología), donde actúa empíricamente como fijador de nucleoproteínas, y no así de proteínas plasmáticas, ya sean globulares o fibrosas. (Resultados avalados por J. Baker) Otros de sus usos en la medicina es como tinte en las colposcopias para detectar la infección por virus de papiloma humano, cuando el tejido del cervix se tiñe de blanco con el ácido acetico es positivo para infección de virus de papiloma humano, a esta tinción se le conoce como aceto blanco positivo. También sirve en la limpieza de manchas de la casa en general. Ácido clorhídrico El ácido clorhídrico, hidroclórico o todavía ocasionalmente llamado, ácido muriático (por su extracción a partir de sal marina), es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa. Una disolución concentrada de ácido clorhídrico tiene un pH de menos de 1; una disolución de HCl 1 M da un pH de 1 (Con 4 cm3 presentes en el agua es suficiente para matar al ser humano, en un litro de agua. Y al disminuir el ph provoca la muerte de toda la flora y fauna). A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas incoloro ligeramente amarillo, corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. Cuando se expone al aire, el cloruro de hidrógeno forma vapores corrosivos densos de color blanco. El cloruro de hidrógeno puede ser liberado por volcanes. El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia variedad de productos. El cloruro de hidrógeno puede formarse durante la quema de muchos plásticos. Cuando entra en contacto con el agua, forma ácido clorhídrico. Tanto el cloruro de hidrógeno como el ácido clorhídrico son corrosivos. Hidróxido de sodio El hidróxido de sodio (NaOH) o 'hidróxido sódico, también conocido como sosa cáustica o soda cáustica, es un hidróxido cáustico usado en la industria (principalmente como una base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. Además es usado en la Industria Petrolera en la elaboración de Lodos de Perforación base Agua. A temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor que absorbe humedad del aire (higroscópico). Es una sustancia manufacturada. Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que puede ser suficiente como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio es muy corrosivo. Generalmente se usa en forma sólida o como una solución de 50%. El hidróxido de sodio se usa para fabricar jabones, rayón, papel, explosivos, pinturas y productos de petróleo. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón, lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción electrolítica. Se encuentra comúnmente en limpiadores de desagües y hornos. Materiales y reactivos: A continuación se enlista los materiales utilizados durante esta práctica. Gradilla 10 tubos de ensayo 4 pipetas Tabla de escala de pH para indicadores para ácidos y bases Gotero de indicador para ácidos Gotero de indicador para bases Solución de NaOH 0.1 M Solución de HCl 0.1 M Solución de H2SO4 0.1 M Solución de CH3COOH (C2H4O2) 0.1M Esquema del procedimiento: A continuación se describen los pasos que se realizaron para llevar a cabo esta práctica. Colocar en una gradilla 10 tubos de ensayo. Preparar cuatro soluciones de hidróxido de sodio y cuatro soluciones de ácido clorhídrico de distintas concentraciones en ocho tubos. Preparar cuatro soluciones de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio con diferentes concentraciones. Para el efecto, proceder 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. T1 Introducir 1 mL del T3 y agregar 9 mL de H2O destilada y agitar. Verter 2 gotas de un indicador (escoger el adecuado) en los cuatro tubos de ensayo que contienen las soluciones ácidas y agitar. Igualmente proceder con las cuatro soluciones básicas. Observar en la tabla de indicadores, por la coloración de cada tubo de ensayo, anotar el pH aproximado en cada solución. Medir con una pipeta graduada 2 mL de ácido sulfúrico y depositarlo en un tubo de ensayo. Igualmente, 2 mL de ácido acético en otro tubo de ensayo. Agregar 2 gotas del indicador para ácidos y reconocer el pH de las dos soluciones con la tabla de indicadores. Anotar los valores obtenidos experimentalmente en la tabla de datos y resultados. Determinar las concentraciones de las soluciones dispuestas en los 4 tubos de las ácidas y de las básicas y calcular teóricamente el pH de cada solución, aplicando las fórmulas dadas en las clases teóricas. Práctica Dibujos y/o gráficos: Tabla de datos y resultados: Solución de HClConcentración molarpH ExperimentalpH CalculadoObservación0.1 M1.51.0Se tornó de un color rosado (casi rojo) muy fuerte al agitarlo.0.01 M2.02.0Se tornó de un color rosado fuerte al agitarlo.0.001 M3.53.0Se tornó de un color rosado menos fuerte que el anterior al agitarlo.0.0001 M5.04.0Se tornó de un color rosado un poco claro al agitarlo. Solución de NaOHConcentración molarpH ExperimentalpH CalculadoObservación0.1 M14.013.0Se tornó de un color amarillo (casi anaranjado) muy fuerte al agitarlo.0.01 M12.012.0Se tornó de un color amarillo fuerte al agitarlo.0.001 M10.511.0Se tornó de un color amarillo menos fuerte al agitarlo.0.0001 M9.010.0Se tornó de un color amarillo claro al agitarlo. Electrolitos fuerte y débilConcentración molarpH ExperimentalpH CalculadoObservación0.1 M1.01.0Se tornó de un color rosado (casi rojo) muy fuerte al agitarlo.0.1 M0.51.0Se tornó de un color rosado (casi rojo) muy fuerte al agitarlo. Cálculos: Para calcular el pH teórico de las soluciones ácidas. Para concentración 0.1 M pH=-logH+ pH=-log(0.1) pH=1.0 Para concentración 0.01 M pH=-logH+ pH=-log(0.01) pH=2.0 Para concentración 0.001 M pH=-logH+ pH=-log(0.001) pH=3.0 Para concentración 0.0001 M pH=-logH+ pH=-log(0.0001) pH=4.0 Para calcular el pH de las soluciones básicas. Para concentración 0.1 M pOH=-log(OH-) pH+pOH=14.0 pOH=-log(0.1) pH=14.0-pOH pOH=1.0 pH=14.0-1.0 pH=13.0 Para concentración 0.01 M pOH=-log(OH-) pH+pOH=14.0 pOH=-log(0.01) pH=14.0-pOH pOH=2.0 pH=14.0-2.0 pH=12.0 Para concentración 0.001 M pOH=-log(OH-) pH+pOH=14.0 pOH=-log(0.001) pH=14.0-pOH pOH=3.0 pH=14.0-3.0 pH=11.0 Para concentración 0.0001 M pOH=-log(OH-) pH+pOH=14.0 pOH=-log(0.0001) pH=14.0-pOH pOH=4.0 pH=14.0-4.0 pH=10.0 Observaciones y recomendaciones: Se recomienda seguir estrictamente el procedimiento de la práctica, a fin de tener óptimos resultados. Tener mucho cuidado en agregar la cantidad correcta de agua en los tubos de ensayo, para que se preparen de manera correcta las soluciones con sus respectivas concentraciones. Colocar la cantidad indicada (2 gotas) de indicador en las soluciones ácidas y básicas. En caso de sobrepasarse con 1 o 2 gotas de indicador en un tubo de ensayo, se deberá igualar las gotas de indicador a los demás tubos de ensayo. Tener el cuenta que la escala es diferente tanto para los ácido como para las bases y se debe comprar la coloración en la escala correcta. Para una buena observación, acercar el tubo de ensayo a la luz, preferiblemente acercar a la ventana. Conclusiones: Se estudió el concepto de indicadores y pH. Se estableció algunas aplicaciones de los indicadores y el pH. Se estudió las características del ácido acético. Se determinó el pH de algunas soluciones ácidas y básicas a diferentes concentraciones, de acuerdo a la coloración que presentaron mediante el uso de indicadores. Se calculó además el pH teórico de las soluciones ácidas y básicas mediante el uso de fórmulas vistas en la teoría. Se logró determinar las concentraciones de las soluciones acidas y básicas. Bibliografía: Sitios web consultados: http://es.wikipedia.org/wiki/Indicador_(qu%C3%ADmica) http://es.wikipedia.org/wiki/PH http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_ac%C3%A9tico http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_clorh%C3%ADdrico http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_sodio __________________________ Mario Aguaguiña Méndez C.I. 0927993329 Fecha de entrega: 19/Agosto/2009