Química analítica laboratorio

TECNOLÓGICO NACIONAL DE MÉXICO
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE AGUASCALIENTES
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA Y BIOQUÍMICA
INGENIERÍA QUÍMICA
LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA
QUÍMICA ANALITICA
12:00pm-14:00pm
TEMA 3:
“Métodos volumétricos”
Practica 10 y 11:
Práctica No 10: “Indicadores y determinación de pH practico y teorico”
Practica No. 11: “ Determinación de pH práctico y teórico del CH3COOH Y NH4OH”
Presenta:
Edith Villaseñor Díaz
21150495
Docente:
Diana Lira Berlanga
Fecha en la que se realizó la práctica: 4 de mayo, 2022
Fecha de Entrega: 16 de Mayo, 2022

Práctica No 10: “Indicadores y determinación de pH practico y teorico”
Practica No. 11: “ Determinación de pH práctico y teórico del CH3COOH Y NH4OH”
Objetivos:
● Conocer la función e importancia que tiene un indicador ácido base en una solución.
● Determinar experimentalmente el pH de disoluciones de un ácido y una base fuerte, por
medio de la intensidad del color del indicador en las disoluciones.
Fundamento teórico
Los indicadores son sustancias que siendo ácidos o bases débiles a añadirse a la 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 tiene un color distinto que al
ionizarse.
La variación de color se denomina viraje para esto el indicador debe cambiar su estructura química
ya sea 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 e indicador
Clasificación de los indicadores
Se clasifica de acuerdo al tipo de valoración:
● Indicadores ácido base
● Indicadores óxido _ reducción
● Indicadores de precipitación
● Indicadores de neutralización.
● Indicadores de formación de complejo
● Indicadores instrumentales
Indicador ácido base
Es una sustancia que puede ser de carácter ácido o básico débil, de naturaleza orgánica, que posee la
propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo del pH de la disolución en la que dicha
sustancia se encuentre diluida.
Por protonación o por transferencia de un protón las moléculas o iones del indicador adoptan
estructuras que poseen distinto color.

Ácidos y bases
Un ácido es una sustancia que es capaz de liberar iones de hidrógeno (H+) en una solución. Sin
embargo, también se considera como un ácido una sustancia que puede recibir un par de electrones.
En cuanto a la base, esta se considera como una sustancia capaz de disociar iones de hidróxido (OH-)
en una solución. Además, también son consideradas aquellas sustancias capaces de donar un par de
electrones.
Tanto ácidos como bases pueden ser identificados según su posición en la escala del pH. En el caso
de los ácidos, estos tienen un valor inferior a 7, mientras que las bases (alcalinos) tienen uno
superior a 7.
¿Qué es el pH?
Se trata de un valor utilizado con el objetivo de medir la alcalinidad (base) o acidez de una
determinada sustancia, indicando el porcentaje de hidrógeno que encontramos en ella, midiendo la
cantidad de iones ácidos (H+).
La escala del pH varía del 0 al 14, de forma que se considera 7 como un valor de pH neutro, menos de
7 se vuelve más ácido, arriba de 7 se vuelve más alcalino.
Material, equipo y reactivos
Material Reactivos
Gradilla
Tubos de ensayo
Pipetas
Potenciómetro
Solución de HCl 0.1048 N
Solución de NaOH 0.1035 N
CH3COOH 0.1 N
NH4OH 0.1 N
Agua destilada
Fenolftaleína
Naranja de metilo
Procedimiento
1. Determinar el pH práctico de las soluciones de HCl y NaOH.

a) Disoluciones de HCl
1. Tomar 1 ml de solución de HCl y colocar en un tubo de ensayo, adicionar 9 ml de agua
destilada.
2. De la disolución anterior, tomar 1 ml y colocar en un tubo de ensayo, adicionar 9 ml de agua
destilada.
destilada.
destilada.
destilada.
6. Agregar a todos los tubos de ensayo 2 gotas de anaranjado de metilo.
b) Disoluciones de NaOH
Realizar los mismos pasos de las de las disoluciones de HCl.
2. Determinar el pH práctico de los reactivos del CH3COOH y NH4OH
a) Diluciones de CH3COOH
1. Tomar 0.5 ml de CH3COOH y colocar en un tubo de ensayo, adicionar 9.5 ml de agua
destilada.
2. De la dilución anterior tomar 0.5 ml y colocar en un tubo de ensayo, adicionar 9.5 ml de agua
destilada.
destilada.
destilada.
destilada.
6. Agregar a cada tubo de ensayo 2 gotas de fenolftaleína.
b) Diluciones de NH4OH
Efectuar el mismo procedimiento como en las diluciones del CH3COOH y agregar 2 gotas de
fenolftaleína a cada tubo de ensaye.
Fotografías de proceso

a) Diluciones en tubos de
ensayo con HCl y NaOH
b) Tubo de disolución de
HCl con 2 gotas de
anaranjado de metilo.
c) Disoluciones de HCl con
indicador de anaranjado de
metilo.
d) Tubo de disolución de
NaOH con 2 gotas de
fenolftaleína.
e) Disoluciones de NaOH con
fenolftaleína.
f) Medición de pH.
Observaciones
Como producto final obtuvimos 5 tubos de ensayo con disoluciones de HCl, 5 disoluciones de NaOH,
5 disoluciones de CH3COOH y 5 disoluciones de NH4OH. Para preparar las disoluciones no se
presentó ningún inconveniente, fue un proceso muy sencillo de realizar.
Después agregamos las el indicador correspondiente a cada solución. Lo primero que pudimos notar
fue que las soluciones de HCl, a las cuales adicionamos como indicador anaranjado de metilo,
cambiaron absolutamente todas a un color anaranjado, comenzando desde el primer tubo, que era
el que tenía una concentración molar de HCl mayor, fue el que tuvo un color más intenso. La
intensidad del color en las disoluciones fue disminuyendo gradualmente quedando el último tubo
con un color más claro de un tono un poco más amarillento como se muestra en las imagen c.

En las soluciones de NaOH, al agregar el indicador, en este caso fenolftaleína, hubo presencia de
cambios físicos en los dos primero tubos, que eran los que tenían una concentración de NaOH mayor,
la disolución del primer tubo cambio a un color rosado intenso, de igual manera el segundo aunque
un poco más transparente, el color disminuyo por completo en la disolución 3, siendo muy poco
visible el color rosado, en las soluciones de los tubos 4 y 5, no hubo un cambio de color notorio a
simple vista, por lo que podemos decir que permanecieron incoloros. Se puede observar en la
imagen e.
Al adicionar la fenolftaleína en las soluciones de CH3COOH, estas permanecieron incoloras.
Finalmente las soluciones de NH4OH, solo el primer tubo, cambió a un color rosado muy tenue.
Resultados.
1. Cálculos para determinar la concentración y el pH teórico de las disoluciones de NaOH y HCl.
Tabla 1. pH calculado para soluciones de HCl y NaOH.
Solución Concentración pH calculado
HCl 0.1048 M 𝐻
+
[ ]= 0. 1048 𝑀
pH=- = 0.979
𝑙𝑜𝑔[0. 1048]
NaOH 0.10355 M 𝑂𝐻
−
[ ]= 0. 10355 𝑀
pOH=- = 0.9848
𝑙𝑜𝑔[0. 10355]
pH= 14-0.9848= 13.0152
Tabla 2. Cálculos de disoluciones con HCl.
No. de tubo Concentración molar pH
1 M=
0.1048𝑀
10
= 0. 01048 𝑀 pH=- = 1.979
𝑙𝑜𝑔[0. 01048]
2 M=
0.1048𝑀
100
= 1. 048 × 10
−3
𝑀 pH=- = 2.979
𝑙𝑜𝑔[1. 048 × 10
−3
]
3 M=
0.1048𝑀
1000
= 1. 048 × 10
−4
𝑀 pH=- = 3.979
𝑙𝑜𝑔[1. 048 × 10
−4
]
4 M=
0.1048𝑀
1000
= 1. 048 × 10
−5
𝑀 pH=- = 4.979
𝑙𝑜𝑔[1. 048 × 10
−5
]

5 M=
0.1048𝑀
10000
= 1. 048 × 10
−6
𝑀 pH=- = 5.979
𝑙𝑜𝑔[1. 048 × 10
−6
]
Tabla 3. Cálculos de disoluciones con NaOH
1 M=
0.10355𝑀
10
= 0. 010355 𝑀 pOH=- = 1.984
𝑙𝑜𝑔[0. 010355]
pH= 14-1.984=12.01
2 M=
0.10355𝑀
100
= 1. 035 × 10
−3
𝑀 pOH=- = 2.984
𝑙𝑜𝑔[1. 035 × 10
−3
]
pH= 14-2.984 = 11.01
3 M=
0.10355𝑀
1000
= 1. 035 × 10
−4
𝑀 pOH=- = 3.984
𝑙𝑜𝑔[1. 035 × 10
−4
]
pH= 14-3.984 = 10.01
4 M=
0.10355𝑀
10000
= 1. 035 × 10
−5
𝑀 pOH=- = 4.984
𝑙𝑜𝑔[1. 035 × 10
−5
]
pH= 14-4.984=9.016
5 M=
0.10355𝑀
100000
= 1. 035 × 10
−6
𝑀 pOH=- = 5.984
𝑙𝑜𝑔[1. 035 × 10
−6
]
pH= 14-5.984=8.016
2. Cálculos para determinar la concentración y el pH teórico de las diluciones de CH3COOH y NH4OH.
Tabla 4. pH calculado para soluciones de CH3COOH Y NH4OH.
Solución Concentración pH calculado
𝐶𝐻3
𝐶𝑂𝑂𝐻 0.1 M
ka=
𝐻3
𝑂
[ ] 𝐶2
𝐻3
𝑂2
[ ]
𝐻𝐶2
𝐻3
𝑂2
[ ] = 1. 8 × 10
−5
=
1. 8 × 10
−5 𝑋
[ ] 𝑋
[ ]
0.1
[ ]
x= (1. 8 × 10
−5
) × (0. 1)
x=1. 34 × 10
−3
pH=- = 2.872
𝑙𝑜𝑔[1. 34 × 10
−3
]
𝑁𝐻4
𝑂𝐻 0.1 M
kb=
𝑁𝐻3
[ ] 𝑂𝐻
[ ]
𝑁𝐻4
[ ] = 1. 77 × 10
−5
=
1. 77 × 10
−5 𝑋
[ ] 𝑋
[ ]
0.1
[ ]
x= (1. 77 × 10
−5
) × (0. 1)
x=1. 33 × 10
−3
pH=- = 2.876
𝑙𝑜𝑔[1. 33 × 10
−3
]
pH= 14-2.87= 11.13

Tabla 6. Cálculos de disoluciones con CH3COOH
1 M=
0.1𝑀
10
= 0. 01𝑀 x= (1. 8 × 10
−5
) × (0. 01)
x=4. 24 × 10
−4
pH=- = 3.37
𝑙𝑜𝑔[4. 24 × 10
−4
]
2 M=
0.1𝑀
100
= 1 × 10
−3
𝑀 x= (1. 8 × 10
−5
) × (1 × 10
−3
)
x=1. 34 × 10
−4
pH=- = 3.87
𝑙𝑜𝑔[1. 34 × 10
−4
]
3 M=
0.1𝑀
1000
= 1 × 10
−4
𝑀 x= (1. 8 × 10
−5
) × (1 × 10
−4
)
x=4. 24 × 10
−5
pH=- = 4.37
𝑙𝑜𝑔[4. 24 × 10
−5
]
4 M=
0.1𝑀
10000
= 1. × 10
−5
𝑀 x= (1. 8 × 10
−5
) × (1 × 10
−5
)
x=1. 34 × 10
−5
pH=- = 4.87
𝑙𝑜𝑔[1. 34 × 10
−5
]
5 M=
0.1𝑀
100000
= 1. × 10
−6
𝑀 x= (1. 8 × 10
−5
) × (1 × 10
−6
)
x=4. 24 × 10
−6
pH=- = 4.87
𝑙𝑜𝑔[4. 24 × 10
−6
]
Tabla 5. Cálculos de disoluciones con NH4OH
1 M=
0.1𝑀
10
= 0. 01𝑀 x= (1. 77 × 10
−5
) × (0. 001)
x=4. 24 × 10
−4
pOH=- = 3.37
𝑙𝑜𝑔[4. 24 × 10
−4
]
pH= 14-3.37 = 10.63
2 M=
0.1𝑀
100
= 1 × 10
−3
𝑀 x= (1. 77 × 10
−5
) × (1 × 10
−3
)
x=1. 34 × 10
−4

pOH=- = 3.87
𝑙𝑜𝑔[1. 34 × 10
−4
]
pH= 14-3.87 = 10.63
3 M=
0.1𝑀
1000
= 1 × 10
−4
𝑀 x= (1. 77 × 10
−5
) × (1 × 10
−4
)
x=4. 24 × 10
−5
pOH=- = 4.37
𝑙𝑜𝑔[4. 24 × 10
−5
]
pH= 14-4.37 = 9.63
4 M=
0.1𝑀
10000
= 1. × 10
−5
𝑀 x= (1. 77 × 10
−5
) × (1 × 10
−5
)
x=1. 34 × 10
−5
pOH=- = 4.87
𝑙𝑜𝑔[1. 34 × 10
−5
]
pH= 14-4.87 = 9.13
5 M=
0.1𝑀
100000
= 1. × 10
−6
𝑀 x= (1. 77 × 10
−5
) × (1 × 10
−6
)
x=4. 24 × 10
−6
pOH=- = 5.37
𝑙𝑜𝑔[4. 24 × 10
−6
]
pH= 14-4.87 = 8.63
3. Llenar la siguiente tabla tanto para las diluciones de NaOH, HCl, CH3COOH y NH4OH (deben ser 4
tablas):
Tabla 6. Resultados de diluciones HCl
Tubo · Soluciones Concentración
de cada
solución
Solución
Indicadora
Color
observado
de la
solución
pH
experimental
(observado)
pH
teórico
1
HCl
0.01048 M
Anaranjado
de metilo
Rojo 2.10 pH 1.97 pH
2 1. 048 × 10
−3 Rojo
caramelo
2.95 pH 2.97 pH
3 1. 048 × 10
−4 Naranja 3.82 pH 3.97 pH
4 1. 048 × 10
−5 Amarillo
canario
4.97 pH 4.97 pH
5 1. 048 × 10
−6 Amarillo
miel
5.96 pH 5.97 pH
Tabla 7. Resultados de diluciones NaOH

de cada
solución
Solución
Indicadora
Color
observado
de la
solución
pH
experimental
(observado)
pH
teórico
1
NaOH
0.010355 M
Fenolftaleína
Fucsia 11.8 pH 12.01 pH
2 1. 035 × 10
−3
𝑀 Fucsia 10.58 pH 11.01 pH
3 1. 035 × 10
−4
𝑀 Incoloro 8.76 pH 10.01 pH
4 1. 035 × 10
−5
5 1. 035 × 10
−6
Tabla 8. Resultados de diluciones CH3COOH.
de cada
solución
Solución
Indicadora
Color
observado
de la
solución
pH
experimental
(observado)
pH
teórico
1
CH3COOH
0.01M
Fenolftaleína
Rosa claro 3.60 pH 3.37 pH
2 1 × 10
−3
3 1 × 10
−4
4 1 × 10
−5
5 1 × 10
−6
Tabla 9. Resultados de diluciones NH4OH .
de cada
solución
Solución
Indicadora
Color
observado
de la
solución
pH
experimental
(observado)
pH
teórico
1 0.01M Rosado 9.89 pH 10.62 pH

CH3COOH Fenolftaleína
2 1 × 10
−3
3 1 × 10
−4
4 1 × 10
−5
5 1 × 10
−6
3. Graficar los valores de pH (ordenadas) contra disoluciones de HCl (abscisas). Identificar el punto de
equivalencia.
4. Graficar los valores de pH (ordenadas) contra diluciones de NaOH (abscisas). Identificar el punto
de equivalencia.

5. Graficar los valores de pH (ordenadas) contra diluciones de CH3COOH (abscisas). Identificar el
punto de equivalencia.

6. Graficar los valores de pH (ordenadas) contra diluciones de NH4OH (abscisas). Identificar el punto
de equivalencia.

Conclusiones
En esta práctica aprendimos cómo hacer disoluciones a partir de otra disolución, y a calcular el pH de
las mismas teórica y experimentalmente, así como también su nueva concentración. Comprendí la
importancia de un indicador y cómo funcionan al entrar en contacto con las soluciones para poder
determinar el pH. También pude darme cuenta que a través del color de la solución que las solución
con la que se estaba trabajando se trataba de un ácido fuerte.
Cuestionario
. Escribe los conceptos de ácido y de base según:
a) Lewis: Una base sería una especie que puede donar un par de electrones, y un ácido la que los
puede aceptar.
b) Arrhenius: El concepto de ácido-base de Arrhenius clasifica una sustancia como un ácido si
produce iones hidrógeno H(+) o iones hidronio H3O(+) en agua. Una sustancia se clasificará como una
base si produce iones hidróxido OH(-) en agua.
c) Bronsted-Lowry: Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un
protón, y una base es cualquier especie que puede aceptar un protón.
2. Menciona tres propiedades de las soluciones acuosas de los ácidos.

● Cambian el papel tornasol azul a color rojizo.
● Reacciona con las bases (iones hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados
sales. La sal que se forma está compuesta por el metálico de la base y el ion no metálico de
la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto
punto de fusión y ebullición.
● producen hidrógeno gaseoso al reaccionar con los metales activos como el magnesio, zinc y
hierro.
3. Menciona tres propiedades de las soluciones alcalinas.
4. ¿Qué es un electrolito?
5. ¿Cuándo se dice que un ácido es débil?
6. ¿Qué se entiende por una base fuerte?
7. ¿Cómo se define el pH?
8. ¿Describa otra manera de medir el pH?
9. ¿Qué es un indicador? Mencione al menos 2 requisitos para que una sustancia pueda
considerarse como indicador.
10. ¿Qué utilidad tiene el papel indicador universal?
11. Buscar cuales son las partes de las que está constituido un electrodo para medir pH.
Bibliografías
● Pari, S. R. (2015, 29 julio). Indicadores (Quimica analitica). Monografias.com. Recuperado 15
de mayo de 2022, de

https://www.monografias.com/trabajos105/indicadores-quimica-analitica/indicadores-quimi
ca-analitica
● Fernandes, A. Z. (2020, 21 octubre). Diferencia entre ácidos y bases. Diferenciador.
Recuperado 15 de mayo de 2022, de
https://www.diferenciador.com/acidos-y-bases/#:%7E:text=Definici%C3%B3n-,Un%20%C3%
A1cido%20es%20una%20sustancia%20que%20es%20capaz%20de%20liberar,hidr%C3%B3xid
o%20OH%2D%20en%20una%20soluci%C3%B3n.&text=Es%20una%20sustancia%20que%20li
bera,OH%2D%20en%20un%20medio%20acuoso.
● Indicadores quimicos. (s. f.). ejemplode.com. Recuperado 15 de mayo de 2022, de
https://www.ejemplode.com/38-quimica/4859-indicadores_quimicos.html

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