Trabajo Colaborativo PH (1)

Modulo Fundamentos de Química Trabajo Colaborativo Mayo 2018

Fundamentos de Química Trabajo colaborativo Identificación de acidez y basicidad de algunas sustancias de uso cotidiano mediante indicador de pH de repollo morado y simulador

Semanas 2-7 En este trabajo colaborativo, hay dos fases. La primera es INDIVIDUAL (semana 2 y 3 del 22 de mayo al 5 de junio), cada estudiante debe hacer su experimento virtual y anexar las tablas como imagen con los datos y la fotografía de su experimento en el FORO DE SU GRUPO tal y como aparece en las instrucciones abajo. La segunda es una fase GRUPAL (de la semana 3 a la 7, o sea del 5 de junio al 26 de junio), discutirán y harán las comparaciones para responder al cuestionario grupal que deben ir consignados en UN SOLO DOCUMENTO en PDF y enviado al foro grupal. No se recibe más un documento por grupo ni por otros medios que no sea el foro, POR FAVOR NO INSISTA. La calificación máxima es de 100 puntos. Para participar en la fase grupal es obligatorio participar en la fase individual, de lo contrario tendrá cero (0,0) puntos. La fase individual no es calificable, pero si un estudiante participo sólo en la fa se individual y no en la grupal al final de la calificación se le dará hasta máximo 15 puntos.

In ro ucc n Desde los inicios de la quí mica mica experimental, los cient í ficos ficos han reconocido a los ácidos o las bases por sus propiedades caracter í ísticas. s ticas. Los ácidos tienen sabor agrio (por ejemplo, el ácido cí trico trico del jugo de lim ón) y hacen que ciertos tintes cambien de color (por ejemplo, el tornasol se vuelve rojo en contacto con los ácidos). De hecho, la palabra ácido proviene de la palabra latina acidus, que significa agrio o acre. Las bases, en cambio, tienen sabor amargo y son resbalosas al tacto (el jab ón es un buen ejemplo). La palabra base proviene del lat í n basis, fundamento o apoyo, es decir, lo que est á abajo. Cuando se agregan bases a los ácidos, reducen o bajan la cantidad de ácido. De hecho, cuando se mezclan ácidos y bases en ciertas proporciones, sus propiedades caracter í ísticas s ticas desaparecen por completo. Hist óricamente, los qu í micos micos han buscado correlacionar las propiedades de los ácidos y bases con su composici ón y su estructura molecular. Ya para 1830 era evidente que todos los ácidos contienen hidr ógeno, pero no todas las sustancias hidrogenadas son ácidos. En la d écada de 1880 a 1890 el qu í mico mico sueco Svante Arrhenius (1859–1927) vinculó el comportamiento de los ácidos con la presencia de iones H +, y el comportamiento de las bases con la presencia de iones OH + en solución acuosa. Arrhenius defini ó los ácidos como sustancias que producen iones H- en agua, y las bases como sustancias que producen iones OH + en agua. De hecho, las propiedades de las disoluciones acuosas de ácidos, como el sabor agrio, se deben al H + (ac), en tanto que las propiedades de las disoluciones acuosas de bases se deben al OH -(ac). Con el tiempo el concepto de ácidos y bases de Arrhenius terminó expres ándose como sigue: los ácidos son sustancias que, al disolverse en agua, aumentan la concentraci ón de iones H+. An álogamente, las bases son sustancias que, al disolverse en agua, aumentan la concentraci ón de iones OH-. El cloruro de hidr ógeno es un ácido de Arrhenius. El cloruro de hidr ógeno gaseoso es muy soluble en agua debido a su reacci ón qu í mica mica con ella, que produce iones H- y Cl+ hidratados: La disolución acuosa de HCl se conoce como ácido clorhí drico. drico. El ácido clorhí drico drico concentrado contiene 1 alrededor de 37% de HCl en masa y es 12 M respecto al HCl. El hidr óxido de sodio es una base de Arrhenius. Debido a que el NaOH es un compuesto i ónico, se disocia en iones Na + y OH - cuando se disuelve en agua y, por consiguiente, libera iones OH - a la disolución. 1

M, significa molaridad , y es una unidad de concentracion que hace referencia a la cantidad de moles de soluto en litros de solucion. Por ejemplo moles de cloruro de sodio en un litro de solucion de cloruro de sodio y agua.


LA ESCALA DE PH La concentraci ón molar de H +(ac) en una disolución acuosa es por lo com ún muy pequeña. En consecuencia, y por comodidad, [H+] se expresa habitualmente en t érminos del pH, que es el logaritmo negativo de base 10 de [H+]. pH = -log[H+] [1] La ecuación 1permite calcular el pH de una disoluci ón neutra a 25 °C (es decir, una en la que [H +] = 1.0 x10 – 7 M): pH = -log (1.0 x10 – 7 ) = - (-7.00) = 7.00 El pH de una disoluci ón neutra es de 7.00 a 25 °C.¿Qué le ocurre al pH de una disoluci ón cuando ésta se acidifica? Una disolución ácida es aquélla en la que [H +] > 1.0 x10 – 7 M. Debido al signo negativo de la ecuaci ón 1, el pH disminuye conforme [H+] aumenta. Por ejemplo, el pH de una disoluci ón ácida en la que [H +] 1.0 x10 – 3 M es pH = -log (1.0 x10 – 3 ) = - (-3.00) = 3.00 A25°C el pH de una disoluci ón b ásica es mayor que 7.00. En la tabla 1, se resumen las relaciones entre [H +], [OH-] y pH. En la figura 2 se muestran los valores caracter í sticos de pH de varias disoluciones conocidas. Adviértase que un cambio de [H +] por un factor de 10 origina un cambio de pH de 1. As í , por ejemplo, una disoluci ón de pH 6 tiene una concentraci ón de H +(ac) 10 veces mayor que una disoluci ón de pH 7. Se podr ía pensar que cuando la concentraci ón [H+] es muy pequeña, como en algunos de los ejemplos de la figura 16.5, carecer í a de importancia. Nada m ás lejos de la verdad. Si la concentraci ón [H+] es parte de una ecuaci ón cinética de velocidad, entonces un cambio de concentraci ón altera la velocidad. Así , por ejemplo, si la ecuación de velocidad es de primer orden respecto a [H +], duplicar esta concentraci ón aumenta al doble la velocidad aun cuando el cambio sea tan s ólo de 1.0 x10 – 7 M 2.0 x10 – 7 M. En los sistemas biol ógicos muchas reacciones implican transferencias de protones y su velocidad depende de [H +]. Debido a que la velocidad de estas reacciones es decisiva, el pH de los l í quidos biológicos debe mantenerse dentro de l í mites estrechos. Por ejemplo, la sangre humana tiene un intervalo normal de pH de 7.35 a 7.45. Si el pH se aparta mucho de este estrecho intervalo, la consecuencia puede ser una enfermedad o incluso la muerte. Una forma conveniente de estimar el pH es el uso de las concentraciones de H + “de referencia ” de la figura 16.5, en las cuales [H+] = 1.0 x10 – X, donde x es un número entero de 0 a 14. Cuando [H +] es una de esas concentraciones de referencia, el pH es simplemente el valor de pH correspondiente: x. Cuando [H +] = 1.0 x10 – 4, por ejemplo, el pH es simplemente 4. Cuando [H -] queda entre dos concentraciones de referencia, el pH se hallar á entre los dos valores de pH correspondientes. Consid érese una disoluci ón que es 0.050 M respecto a H +. Como 0.050 (es decir, 5.0 x10 – 2) es mayor que 1.0 x10 – 2 y menor que 1.0 x10 – 1, se estima un pH entre 2.00 y 1.00. El pH calculado mediante la ecuaci ón 1 es de 1.30.

Tabla 1. Relación entre H + y OH- y pH a 25 ºC


Figura 2. Concentraciones de H + y valores de pH de algunas sustancias comunes a 25 ºC. El pH y el pOH se pueden estimar mediante las concentraciones de referencia de H + y OH-

Otras escalas “p”

El logaritmo negativo es tambi én un medio conveniente para expresar la magnitud de otras cantidades pequeñas. Se sigue la convención de que el logaritmo negativo de una cantidad se designa como p (cantidad). Por ejemplo, la concentraci ón de OH – se puede expresar como pOH: pOH = -log[OH -] [2] se obtiene la útil expresión siguiente: pH - pOH = 14 (a 25°C) [3] Medición del pH

El pH de una disoluci ón se mide con rapidez y exactitud por medio de un pH metro. Brevemente, un pH metro se compone de un par de electrodos conectados a un dispositivo capaz de medir peque ñas diferencias de potencial, del orden de los milivolts. Cuando los electrodos se introducen en una disoluci ón se genera una diferencia de potencial voltaje, que var ía con el pH. El pH metro lee esta diferencia de potencial la cual se expresa como una lectura de pH. Los electrodos que se utilizan en los medidores de pH son de muchas formas y tama ños, según el uso al que se les destina. Incluso se han ideado electrodos tan peque ños que se pueden insertar en c élulas vivas individuales para medir el pH del medio celular. Tambi én se dispone de


me ores e p e o s o que se usan en es u os am en a es, para v g ar e uen es n us r a es y en trabajos de agricultura. Aunque son menos precisos, los indicadores ácido-base se usan para medir el pH. Un indicador ácido-base es una sustancia colorida capaz de existir en forma de ácido o en forma de base. Las dos formas son de diferente color. As í , el indicador adquiere cierto color en medio ácido y cambia a otro en medio básico. Si se conoce el pH en el que el indicador cambia de una forma a la otra, se puede saber si una disolución tiene un pH mayor o menor que este valor. El tornasol, por ejemplo, cambia de color a un pH cercano a 7. Sin embargo, el cambio de color no es muy n í tido. El tornasol rojo indica un pH de alrededor de 5 o menor, y el tornasol azul, un pH de aproximadamente 8 o mayor. En la figura 3, se enumeran algunos de los indicadores m ás comunes. El naranja de metilo, por ejemplo, cambia de color en el intervalo de pH de 3.1 a 4.4. Por debajo de pH 3.1 est á en la forma ácida, que es roja. En el intervalo entre 3.1 y 4.4 se transforma poco a poco en su forma b ásica, de color amarillo. Aun pH de 4.4 la conversi ón es completa y la disoluci ón es amarilla. La cinta de papel impregnada con varios indicadores, acompañada de una escala comparativa de colores, se emplea extensamente para hacer determinaciones aproximadas de pH. Figura 3. Intervalos de pH de los cambios de color de algunos indicadores ácido-base comunes. En su mayor ía , los indicadores tienen un intervalo útil de alrededor de 2 unidades de pH.

Existen también otro tipo de indicadores de pH en la naturaleza, por ejemplo el repollo rojo, las flores rojas o lila y el r ábano rojo. Estos colorantes vegetales cambian de color por la acci ón de las antiocianinas, y de esta forma se puede detectar el pH. Por ejemplo el cambio en la coloraci ón con el indicador de pH de repollo rojo se muestra en la figura 4.

Figura 4. Escala de coloraci ón del indicador de repollo rojo desde los pH ácidos (1-6), los neutros (7) y los básicos (8-14).


Fase Experimental y simulación - Individual Materiales   

Repollo rojo Gotero 8 vasos plásticos transparentes pequeños

Soluciones        

Soda caustica o limpiador de cañerías Jabón de manos Saliva Leche Sopa de pollo Café Jugo de naranja natural Gaseosa

Procedimiento Elaboración del indicador de pH:

1. Tomar unas hojas de REPOLLO ROJO o (col roja), rasgarlas y colocarlas a hervir en aproximadamente un pocillo de agua hasta que el repollo haya desprendido su coloración morada característica (que quede bien concentrada), retirar del fuego y dejar enfriar. Identificación del pH de las sustancias

2. Disponer de 10 vasos debidamente marcados y organizados. 1

2

3

4

5

6

7

8

3. Colocar una porción de cada una de las sustancias a evaluar en uno de los vasos manteniendo el orden indicado por la tabla 1. 4. Utilizar un gotero para agregar 15 gotas del indicador de pH de repollo, elaborado de forma casera sobre cada una de las sustancias. 5. Observar el cambio en la coloración y estimar el pH en el que se encuentra cada sustancia. Comparar la coloracion con la escala de color de la figura 4 (arriba). 6. Registrar observaciones en la tabla 1.


7. Hacer un registro fotográfico en el que se observen las sustancias con los vasos debidamente marcados. ANTES DE TOMAR LA FOTOGRAFIA DE SU EXPERIMENTO PONGA UN CARTEL CON SU NOMBRE, CODIGO Y FECHA DE ELABORACION, NO LA MARQUE DIGITALMENTE.

Tabla 1. vaso 1

2 3 4 5 6 7 8 *1

Sustancia

Valoración Experimental 1 pH obtenido 3 Clasificación 4

Valoración real 2 pH real 3 Clasificación 4

Comparación 5 pH obtenido vs. pH real

Soda caustica o limpiador de cañerías Jabón de manos Saliva Leche Sopa de pollo Café Jugo de naranja natural Gaseosa

De acuerdo a lo observado en su experimento, 2Consultar y referenciar bibliografía, 3Valor numérico , 4Ácido o base, 5Descripción.

Simulación 8. Ingresar al enlace https://phet.colorado.edu/es/simulation/ph-scale


9. Hacer clic sobre el símbolo de “play” para abrir el simulador de forma online o hacer clic en “DESCARGAR” para obtener el archivo HTML que también le permite utilizarlo. Cualquiera de las 2 opciones permite el mismo trabajo.

Para trabajar online

Para descargar versión HTML

10. Una vez abierto el simulador debe observar una ventana como muestra la siguiente imagen, en la cual dispone de 3 opciones llamadas macro, micro y mi solución. Ingresar al siguiente enlace https://youtu.be/Mqj53PjLGbE para ver indicaciones generales del simulador.

11. Ingresar al menú Micro. Para cada una de las sustancias de la tabla 1, obtener 3 diferentes

disoluciones y registrar sus respectivos datos de pH, volumen (Litros) y concentración de iones OH - e iones H3O+ (moles/Litro) como indica la tabla 2.


Tabla 2. Medición Vaso

Sustancia

1

Soda caustica o limpiador de cañerías

2

Jabón de manos

3

Saliva

4

Leche

5

Sopa de pollo

6

Café

7

Jugo de naranja natural

8

Gaseosa

pH

Volumen de la disolución (L)

Concentración Iones OH-

Iones H3O+

* Escriba las concentraciones utilizando notación científica, ejemplo: 1.0 x 10-13

¿Qué entregar como resultado de la fase individual? Fecha máxima el 5 de Junio

   

Fotografía del experimento Tabla 1. Comparación de resultados Tabla 2. Datos de simulación Adjuntar como imágenes en su foro GRUPAL. Consulte las preguntas frecuentas, allí le indican como hacerlo.


Segunda Fase – Grupal 1. Llenarán nuevamente las tablas 1 y 2 unificando criterios. Recuerden que se deben buscar los pH reales de dichas sustancias en la literatura. Las observaciones serán de alta importancia en la calificación, por eso se debe comparar los resultados entre compañeros con los resultados reales. 2. Deben tomar las fotos del experimento de sus compañeros (de la primera fase) y hacer un collage, organizado donde se evidencien los nombres y la participación de cada integrante.

Cuestionario Utilizar la conceptualización teórica para responder los puntos del 1 al 5

1. Una solución de sulfuro de hidrogeno 0.10M, tiene un ph de 4.0. Que porcentaje de las moléculas originales de H2S, reaccionan con agua para formar iones hidronio? 2. La sangre tiene un pH de 7.4, la leche de magnesia un antiácido común para el malestar estomacal, tiene un pH de 10.4. Cuál es la diferencia de pH entre estas dos bases? Compare la concentración de iones hidróxido de estas dos soluciones. 3. Complete la siguiente tabla calculando los datos que faltan e indicando si la disolución es ácida o básica.

4. El dióxido de carbono de la atmósfera se disuelve en las gotas de lluvia y forma ácido carbónico (H2CO3); por esta razón el pH de la lluvia limpia y no contaminada fluctúa entre 5.2 y 5.6. ¿Entre qué límites varían [H] y [OH] en las gotas de lluvia? 5. Calcule el pH de una disolución que se prepara agregando 20 g de hidruro de sodio (NaH) a suficiente agua para tener 3.5 L de disolución. A partir de la práctica de los integrantes del grupo con la experiencia casera y el uso del simulador (incluyendo datos de las tablas), analizar, socializar y responder los puntos del 5 al 10. En todos los casos argumentar respuesta.

6. ¿De qué forma se puede aumentar o disminuir el pH de forma casera de un volumen de agua inicialmente neutra? ¿En qué situaciones de la vida diaria sería útil tener un volumen de agua ácido o básico?


7. ¿Por qué el número de moléculas de H3O y OH varían cuando de aumenta o disminuye el pH? 8. El pH óptimo de la sangre humana debe ser ligeramente alcalino con un valor entre 7.4 y 7.45, como lo muestra el simulador, si este valor disminuye puede causar acidosis e incluyo llevar a la muerte. La sangre de un paciente fumador es analizada encontrando una concentración de H3O =9,8x10-8, de acuerdo a este valor ¿podría diagnosticarse que el paciente sufre de acidosis? 9. ¿Por qué el pH de una solución, por ejemplo de jugo de naranja, no varia agregándole mas jugo pero si agregándole agua? 10. De acuerdo a la experimentación, identificar la sustancia más ácida y la más básica, compararlas, describir las diferencias y/o similitudes y justificarlas.

¿ Qué entregar como resultado de la fase grupal? Fecha máxima el 28 de Junio Documento en PDF (UNO POR GRUPO), que contenga:      

Portada, con los nombres de los estudiantes que participaron en la segunda fase. Tabla 1 y 2 (grupales) collage Cuestionario completo Conclusiones Bibliografía.

Antes de enviar el archivo PDF verificar que cumple con lo que se solicita y que sea un documento organizado. Preguntas Frecuentes:

Para ver la respuesta a cada pregunta de clic sobre ella, lo redeccionará a un video en youtube. 1. ¿Dónde puedo identificar quiénes son los integrantes de mi grupo? 2. ¿Cómo insertar imágenes en una publicación? 3. ¿Cómo escribir texto matemático una publicación? (Manual editor WIRIS).


Criterios de Evaluación Claridad en la elaboración de las tablas, gráficas y los cálculos de regresiones en la participación individual en el foro del subgrupo.

15 puntos

Comunicación escrita clara y concisa. Congruencia entre los cálculos y las respetivas comparaciones de teoría y experimento.

25 puntos

Capacidad de análisis para interpretar resultados numéricos y hacer el tratamiento estadístico correspondiente.

30 puntos

Trabajo en equipo y participación en los foros tanto de forma individual como de forma grupal para retroalimentar la elaboración del documento final (entrega grupal)

30 puntos

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