INDICADORES Y ESCALA PH Y POH OBJETIVOS:
Conocer las propiedades de los indicadores acido-base
Haciendo uso de los indicadores acido-base determinar la concentración de los iones hidrogeno
Determinación de ph mediante indicadores.
MARCO TEORICO: pH: término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. El término (del francés pouvoir hydrogène, 'poder
del hidrógeno') se define como el logaritmo de la concentración de iones hidrógeno, H+, cambiado de signo: pH = -log [H+] donde [H+] es la concentración de iones hidrógeno en moles por litro. Debido a que los iones H+ se asocian con las moléculas de agua para formar iones hidronio, H3O+ (véase Ácidos y bases), el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio. En agua pura a 25 °C de temperatura, existen cantidades iguales de iones H3O+ y de iones hidróxido (OH-); la concentración de cada uno es 10-7 moles/litro. Por lo tanto, el pH del agua pura es -log (10-7), que equivale a 7. Sin embargo, al añadirle un ácido al agua, se forma un exceso de iones H3O+; en consecuencia, su concentración puede variar entre 10-6 y 10-1 moles/litro, dependiendo de la fuerza y de la cantidad de ácido. Así, las disoluciones ácidas tienen un pH que varía desde 6 (ácido débil) hasta 1 (ácido fuerte). En cambio, una disolución básica tiene una concentración baja de iones H3O+ y un exceso de iones OH-, y el pH varía desde 8 (base débil) hasta 14 (base fuerte). El pH de una disolución puede medirse mediante una valoración, que consiste en la neutralización del ácido (o base) con una cantidad determinada de base (o ácido) de concentración conocida, en presencia de un indicador (un compuesto cuyo color varía con el pH). También se puede determinar midiendo el potencial eléctrico que se origina en ciertos electrodos especiales sumergidos en la disolución (véase Análisis químico).
pOH: La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un
protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas
de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa: pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-] El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0. El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría también tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base: H3 N: + BF3⇋H3 N-BF3
Indicadores: en química, sustancia natural o sintética que cambia de color en respuesta a la
naturaleza de su medio químico. Los indicadores se utilizan para obtener información sobre el grado de acidez o pH de una sustancia, o sobre el estado de una reacción química en una disolución que se está valorando o analizando. Uno de los indicadores más antiguos es el tornasol, un tinte vegetal que adquiere color rojo en las disoluciones ácidas y azul en las básicas. Otros indicadores son la alizarina, el rojo de metilo y la fenolftaleína; cada uno de ellos es útil en un intervalo particular de acidez o para un cierto tipo de reacción química. En la tabla se muestran algunos indicadores ácido-base, o de pH, con sus intervalos de viraje (intervalos de pH en los que cambian de color) y sus distintos colores según se encuentren en medio ácido o básico. NOMBRE Azul de bromofenol Anaranjado de metilo Rojo de metilo Azul de bromotimol Tornasol Fenolftaleína Amarillo de alizarina
INTERVALO DE pH 3,0 - 4,6 3,1 - 4,4 4,2 - 6,2 6,0 - 7,6 5,8 - 8,0 8,0 - 9,8 10,1 - 12,0
COLOR CIDO Amarillo Rojo Rojo Amarillo Rojo Incoloro Amarillo
COLOR B SICO Púrpura Amarillo Amarillo Azul Azul Rojo-violeta Violeta
Indicador universal
El indicador universal es una mezcla de indicadores que Permite determinar el pH de una disolución. En la imagen Se muestra la escala de color para este indicador, con el pH Correspondiente.
MATERIALES Y REACTIVOS:
Tubos de ensayo
Gradilla de tubos de ensayo
Pipeta
Peachimetro
REACTIVOS:
NaOH HCl HNO3 NH4Cl Indicadores
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: Ensayo 1.- uso de indicadores: E 6 tubos de ensayo ponemos 3 ml de las siguientes soluciones al primer y tercer tubo soluciones de NaOH, al segundo y cuarto tubo HCL y por ultimo al quinto y sexto agua destilada. Luego de haber hecho esto agregamos una gota de anaranjado de metilo al 1ro, 2do y 5to tubo. Anotamos los colores obtenidos, luego una gota de fenolftaleína al tercero cuarto y sexto tuvo y anotamos los colores.
Ensayo 2.- cambio de color de los indicadores En un vaso de precipitado de 100 ml deposite 5.0 ml de acido nítrico, (HNO# 1,0M; pH =0) y agregue dos a tres gotas de indicador violeta de metilo(color acido, anote). Añada con una bureta gota a gotasolucion de NaOH 1,0 M para observar e l color del anion .(color basico)anote. Repita el experimento con otros 10 ml de solución de HNO3 1,0M y unas g otas de anarnjado de metilo y luego gotas de NaOH y asi sucesivamente con los demás indicadores.
RESULTADOS: Ensayo 1: Tubo n° 1 2 3 4 5 6
soluciones
Color con indicador fenolftaleína Anaranjado de metilo xxxxxxxxxxxxxx naranja xxxxxxxxxxxxxx Rosa pálido Violeta xxxxxxxxxxxxxxxx Lechoso xxxxxxxxxxxxxx xxxxxxxxxxxxxx naranja Lechoso xxxxxxxxxxxxxxxxxx
NaOH HCl NaOH HCl H2O H2O
Ensayo 2:
indicador Fenolftaleína Azul de bromotinol Anaranjado de metilo Rojo de metilo
Color acido
En punto de viraje Color intermedio pH
Color básico
incoloro Amarillo
Rosa pálido Verde claro
8.38 7.34
Rojo Azul
Rojo
Naranja
3.67
Amarillo
Rojo
naranja
5.21
amarillo
DISCUSIÓN DE RESULTADOS: Ensayo 1.- como vimos en el ensayo 1 cada indicador nos da un color diferente para cada sustancia esto se da porque cada indicador tiene un rango de viraje, y este se caracteriza por el color intermedio. Por lo que es recomendable trabajar con el indicador necesario para una sustancia en especial, por ejemplo para hallar el punto de viraje de una sustancia de pH 7, lo más recomendable seria trabajar con azul de bromotinol o fenolftaleína por los rangos de viraje de estos indicadores van de 6 a 10.
Ensayo 2.- en este ensayo hallamos los puntos de viraje del mismo acido con los diferentes indicadores y nos damos cuenta que cada uno reacciona formando un color diferente en su acido como en su base. Para después hallar pH con el peachimetro que también concuerda con pH mostrado en el rango que se nos da en teoría.
Cuestionario 1.- ¿Por qué el indicador fenolftaleína no da color rosa pálido con agua destilada? Explique Esto se debe a que el rango de viraje de la fenolftaleína es de 8 a diez pH, y como el agua es de pH 7, lo que hace la fenolftaleína es presentar al agua destilada como una acido es por eso que al pone una gota de este indicador con ag ua destilada obtendremos un color incoloro.
2.-Ud. Que indicador recomienda para agua destilada pH=7. Comente. Par el agua destilada yo recomendaría utilizar el azul de bromotinol por que el rango de viraje d este indicador consta de pH 6 a pH 8 y como el agua es d pH 7 entonces nos daría un color verde claro par el agua.
3.-¿Qué ocurre con la estructura del indicador en el punto de viraje? La estructura las concentraciones del Hln y Ln son iguales, el color de la solución será la mezcla de ambos colores. Esto curre a un pH particular para cada indicador y se conoce como punto de viraje este viraje es apreciado en un rango de 1 a 2 unidades de pH. Lo que ocurre lo contrario en medio acido pues el equilibrio esta desplazado a la izquierda de modo que presenta en mayor proporción es de moléculas no disociadas de hln con un deter minado color y o contrario con la base.
4.-¿Qué indicador elige para determinar el punto de viraje en pH=10? Bueno, para este ph yo tendría a elegir entre dos indicadores que son la fenolftaleína que va desde 8 a 10 y el amarillo de alizarina que va de 10 a 12,
5.-en titulación de Na2CO3 con HCl el punto de viraje ocurre a pH = 4,5 que indicador elige Para este ejercicio erigiría el rojo de metilo, por que el rango va de 4 a 5.5, pero a demás podría usar el anaranjado de metilo puesto que su r ango va desde 3 a 4.5.
6.- a 25°C el rango de la escala pH va de 0-14 comente cual sería el rango a una T° de 58 °C Creo que el pH de una solución se mantiene constante para cualquier temperatura, si no sería el caso que para Ayacucho que estamos a una temperatura ambiente una solución de pH 7 por ejemplo la llevemos a una zona fría el pH será el mismo, así como si lo llevamos a un temperatura caliente.
DISCUSIÓN DE RESULTADOS: Al principio a mis compañeros y yo pensábamos que solo las ácidos y bases se distinguían solo con el color rojo para los ácidos y azul para las bases, pues hasta ahora solo aviamos trabajado con el papel tornasol, pero no s dimos cuenta que los indicadores tienen cada uno su rango de color y su rango d pH en el punto de viraje por lo que es recomendable haber el pH y elegir una de los indicadores.
CONCLUSIONES: Ahora sabemos que indicador usar con solo conocer su pH. Vemos los diversos colores d los indicadores en su estado acido y básico de cada sustancia Sabemos el adecuado manejo y lectura del peachimetro
BIBLIOGRAFÍA Química general, Raymond Chang Química, principios y aplicaciones, academia Aduni www. Monografias.com www.wikipedia.com
UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTOBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA Y METALURGIA ESCUELA DE FORMACION PROFESIONAL EN INGENIERIA AGROINDUSTRIAL
PRACTICA 2:
ESCALAS E INDICADORES pH y pOH
PROFESOR
: ING. ROBERTH ALVAREZ RIVERA
CURSO
: QUIMICA II
APELLIDOS Y NOMBRES
: YAURI GÓMEZ, Alexander
CODIGO
: 22085812
HORA
: MARTES 10 – 1 pm
AYACUCHO – PERU 2010
