MEDIDA DEL pH

LABORATORIO No. 1

MEDIDA DEL pH DE ALGUNOS ACIDOS, BASES Y SALES

Tiempo aproximado: 2 horas

APARATOS Y REACTIVOS

• Gradilla    
• 12 tubos de ensayo
• 12 rótulos
• Vaso de precipitados de 100 ml                                                            
• Agitador de vidrio
• Papel indicador universal
• Papel tornasol azul
• Papel tornasol rojo
• Solución de fenolftaleína
• Solución de anaranjado de metilo    
• Cloruro de amonio, 1M
• Cloruro de potasio, 1M
• Carbonato de sodio, 0,1M
• Acido clorhídrico, 0,1M
• Hidróxido de sodio, 0,1M
• Hidróxido de amonio, 0,1M
• Vinagre
• Jugo de naranja
• Leche
• Gaseosa carbonatada
• Agua

OBJETIVOS

1  Familiarizarse con los cambios de color de algunos indicadores

2  Reconocer la acidez o basicidad de una  sustancia mediante el uso de indicadores

3  Relacionar el pH con la concentración del ion hidrógeno de las soluciones y con los cambios de color de indicadores ácido- base comunes.

INTRODUCCION

El pH de una sustancia refleja su grado de acidez o de basicidad. En este experimento mediremos

el pH de varias sustancias. La escala de pH se numera de 0 a 14. La figura 1 muestra el rango de

la escala de pH y la tabla 1 el pH de algunas sustancias comunes:

Figura 1. Escala de pH

 

Tabla 1. pH de algunas sustancias comunes 

SUSTANCIA	pH
HCl 1M	0
Vinagre	2,8
Gaseosas	3,0
Naranjas	3,5
Tomates	4,2
Agua lluvia	6,2
Leche	6,5
Agua pura	7,0
Agua de mar	8,5
NH4OH	11,1
NaOH 1M	14,0

Existen varios métodos para determinar el pH de una solución. Un método simple consiste en

colocar unas pocas gotas de un colorante químico (llamado también indicador químico) en la

solución que se quiere ensayar. El indicador cambia a un color específico que depende del pH

de la solución. Así , los ácidos enrojecen el papel tornasol azul; las bases azulean el papel

tornasol rojo y enrojecen la fenolftaleína.

Otro método para determinar el pH comprende el uso de un instrumento llamado

“peachímetro” que mide electrónicamente el pH de una solución. En este experimento

usaremos el primer método.

PROCEDIMIENTO

1 Aliste una gradilla y 9 tubos de ensayo secos y limpios

2 Rotule cada uno de los tubos de ensayo como sigue:

a. Cloruro de amonio, NH₄Cl 1M

b. Cloruro de potasio, KCl 1M

c. Carbonato de sodio, Na₂CO₃ 0,1M

d. Hidróxido de amonio, NH₄OH 0,1M

e. Vinagre

f. Jugo de naranja

g. Leche

h. Gaseosa carbonatada

i. Agua corriente

3 Obtenga cerca de 2 ml de cada sustancia y viértalos en los correspondientes tubos de ensayo rotulados.

4 Prepare una tabla de datos en su cuaderno de laboratorio, según el modelo siguiente:

Tabla de datos 1. 

Solución	a	b	c	d	e	f	g	h	i
pH aproximado de cada solución
Papel Indicador universal
Papel tornasol azul
Papel tornasol rojo

5 Para el uso del papel indicador de pH (bien sea indicador universal, tornasol azul o tornasol rojo), siga el siguiente procedimiento:

a. Obtenga del profesor una pequeña tira de 1 cm de papel indicador.

b. Con la ayuda de un agitador de vidrio, se toca por un extremo la solución en el tubo de ensayo que se quiere ensayar y se transfiere una gota de solución a la tira de papel indicador. Asegúrese de que solamente se humedece el papel con la solución. Si se humedece demasiado, simplemente se retira todo el colorante del papel.

c. Para determinar el pH de la solución compare el color del papel humedecido con la escala de colores suministrada con el papel indicador. Anote el cambio de color.

d. Para ensayar cualquier solución tenga la precaución tenga la precaución de enjuagar el agitador en el vaso que contiene agua destilada antes de introducirlo entre un tubo y otro.

e. Anote en la tabla de datos 1 los cambios de color producidos.

6 Usando el método descrito en 5 complete los siguientes pasos y anote los resultados en la tabla de datos 2:

a. En un tubo de ensayo seco y limpio coloque 2 ml de ácido clorhídrico 0,1M y mida su pH.

b. En otro tubo de ensayo seco y limpio coloque 2 ml de hidróxido de sodio 0,1M y determine su pH.

c. En un tubo de ensayo limpio vierte 1 ml de ácido de (6a) y 1 ml de la base de (6b); agite para mezclar los contenidos y determine el pH de la solución resultante

7 Vierta dos gotas de anaranjado de metilo en el tubo que contiene el ácido clorhídrico 0,1M; anote el cambio de color. Vierta dos gotas de fenolftaleína en el tubo que contiene el hidróxido de sodio 0,1M; anote el cambio de color.

Tabla de datos 2 

	HCI  0.1m	NaOH  0.1	Combinación de ácido +   base  =  sal
pH aproximado de la solución
Papel indicador universal
Papel tornasol azul
Papel tornasol rojo
Fenoltaleína
Anaranjado de metilo

RESULTADOS

1 En las tablas de datos 1 y 2 anote los cambios de color para las diferentes sustancias.

2 De acuerdo con la escala de colores, ¿Cuál es el pH de cada una de las sustancias empleadas?

3 Describa la reacción que ocurre cuando se mezclan las dos soluciones en 6c.

PREGUNTAS Y EJERCICIOS

1 La escala de pH es una escala logarítmica. Esto significa que la diferencia entre cada unidad de pH es realmente un factor de 10. Si el pH de un jugo de toronja es 3 (pH = 3) y el pH de la

cerveza es 5 (pH = 5), ¿Cuántas veces es más ácido el jugo de toronja que la cerveza?

2 ¿Cuál es pH esperado de las siguientes concentraciones de ácido?

a. 0,001M

b. b. 0,01M

c. c. 1,0M

3 ¿Cuál es el pH esperado de las siguientes concentraciones de base?

a. 0,001M

b. 0,01M

c. 1,0M

4 Describa algunos procesos industriales en los cuales se utilizan soluciones con pH determinado.

5 Indique la importancia del pH en los procesos biológicos.

 

LABORATORIO No.2

TITULACIÓN ACIDO-BASE. DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE ACIDO ACÉTICO EN EL VINAGRE

Tiempo aproximado: 2 horas

APARATOS Y REACTIVOS

•  Bureta de 25 ml o 50 ml
• Soporte universal
• Pinzas para bureta
• Erlenmeyer de 50 ml
• Pipeta volumétrica de 10 ml
• Hidróxido de sodio aproximadamente 0,1N
• Acido clorhídrico 0,1 N
• Indicador de fenolftaleína
• Muestra de vinagre (40 ml

OBJETIVOS:

• Ilustrar los conceptos de neutralización, titulación y punto final.
• Desarrollar destrezas para usar la bureta y para realizar una titulación ácido – base.
• Desarrollar destrezas para dibujar e interpretar una curva de titulación.
• Desarrollar destrezas para determinar la concentración de acido acético contenido en el vinagre.

INTRODUCCION

La reacción de un ácido y una base para formar agua y una sal se conoce como neutralización. Por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio reaccionan para formar cloruro de sodio y agua:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

La titulación es el proceso de medir el volumen requerido de un reactivo para reaccionar con un volumen medido o peso determinado de otro reactivo. En este experimento una solución ácida de concentración conocida se titula con una solución básica de concentración desconocida. Se usa la fenolftaleína como indicador. Esta sustancia es incolora en solución ácida, pero cambia a rosado cuando la solución se hace ligeramente básica. El cambio de color, causado por una simple gota de exceso de la solución básica necesaria para neutralizar el ácido, marca el punto final de la titulación. El punto en el cual el volumen de la sustancia que titula ha reaccionado completamente con la sustancia que se va a titular, es el punto de equivalencia.

La normalidad (N) es otra manera de expresar la concentración de una solución y se define como el número de equivalentes-gramo de soluto por litro de solución. Un equivalente-gramo de un ácido reacciona exactamente con un equivalente-gramo de una base. El número de miliequivalentes de ácido es igual al número de miliequivalentes de la base, lo cual se puede expresar por la ecuación:

Va Na = Vb Nb

En donde V es el volumen gastado en mililitros, N es la normalidad, y los subíndices a y b se refieren al ácido y a la base respectivamente.

El producto VN es igual al número de milieqivalentes-gramo (cuando V se expresa en mililitros). Con los datos obtenidos en este experimento de titulación del ácido clorhídrico exactamente 0,1N con hidróxido de sodio, es posible calcular la normalidad exacta de la base.

La base ya titulada sirve como solución “estándar” para titular la muestra de vinagre suministrada por el profesor.

OBSERVACION: para el NaOH y el HCl la normalidad, N, es numéricamente igual a la molaridad, M.

PRECAUCION

No toque las lentejas de NaOH con los dedos por cuanto este compuesto es caustico; tampoco lo ponga en contacto con la ropa.

PROCEDIMIENTO

Parte I: Cálculo De La Normalidad De Una Solución De NaOH

Arme el conjunto para titulación que se muestra a continuación. En el Erlenmeyer vierta 10 ml

(medidos con una pipeta) de solución de ácido clorhídrico exactamente 0,1N; adicione dos

Gotas de fenolftaleína y agite. Coloque un papel blanco debajo del Erlenmeyer. En la bureta

coloque 25 ml de hidróxido de sodio ( se considera que su concentración es aproximadamente

0,1 N), teniendo el cuidado de agregar solución hasta que la base del menisco coincida

exactamente con la marca del 0 (cero). Deje caer poco a poco la solución básica de la bureta

(NaOH) sobre la solución del Erlenmeyer (ácida) agitando a cada caída de NaOH. Maneje la llave

de la bureta con una mano (la izquierda) y con la derecha agite cuidadosamente el Erlenmeyer.

Observe la aparición de un color rojo, el cual desaparece al agitar la solución. Continúe

agregando la solución básica cada vez con más lentitud y agitando. Observe que el color

desaparece cada vez más lentamente a medida que se agita la disolución. Siga agregando

solución básica, pero ahora gota a gota, y agite hasta observar que la adición de una gota

produce una coloración que permanece varios segundos. Cuando se ha alcanzado el punto de

equivalencia es suficiente una gota de base para cambiar la solución de incolora a rosado. Anote

la lectura final de la bureta. Calcule la normalidad de la base a partir de la normalidad de la

solución ácida (0,1 N) y los datos de la titulación. Recuerde que: ( mililitros de ácido) x

(normalidad del ácido) = (mililitros de base) x (normalidad de la base).

Parte II. Calculo De La Concentración De Ácido Acético Presente En El Vinagre

El profesor suministra unos 40 ml de vinagre como muestra de una solución ácida de concentración desconocida y que usted deberá determinar. La solución de NaOH de la parte I

vinagre usando exactamente el mismo procedimiento de la primera parte. Determine la normalidad de la solución ácida. Calcule el porcentaje en peso de ácido presente en el vinagre ( la densidad del vinagre se puede tomar como igual a 1,01 g/ml).

RESULTADDOS

Parte 1

1 Calculo de la normalidad del NaOH

• Lectura final de la bureta ___________________ ml
• Lectura inicial de la bureta ___________________ ml
• Volumen de NaOH utilizado ___________________ ml = Vb
• Volumen de HCl 0,1N = 10 ml = Va
• De la ecuación VaNa = VbNb se calcula la normalidad de la base:

2 Calcule el número de miliequivalentes-gramo de ácido y de base utilizados.

3 Dibuje la curva de titulación del HCl con NaOH. ¿Cómo la interpretaría?

Parte 2

• Lectura final de la bureta _________________ ml
• Lectura inicial de la bureta _________________ ml
• Volumen de NaOH utilizado _________________ ml
• Normalidad del NaOH _________________ N
• Número de miliequivalentes-gramo de NaOH __________
• Volumen de vinagre utilizado
• Normalidad del ácido acético presente en el vinagre____N
• Gramos de ácido acético por litro (de la normalidad)_____
• Porcentaje en peso de ácido acético presente en el vinagre__ %

PREGUNTAS Y EJERCICIOS

1 ¿Cuáles otros indicadores podría haber utilizado en esta titulación? ¿Cuál habría sido el cambio de color en cada caso?

2 Derive la fórmula Va Na = Vb Nb.

3 ¿Qué volumen de NaOH 0,5 N se necesita para neutralizar 20 ml de HCl 2,0 N?

4 Usando el procedimiento visto ¿Cómo podría calcular la concentración de ácido cítrico de la naranja o del limón? Demuestre los cálculos estequiométricos necesarios.

5 ¿Qué cuidados se deben tener con la bureta y la pipeta volumétrica en una titulación?

6 ¿Qué es una solución estándar? ¿Para qué se usa?

7 ¿A que llamamos soluciones tampones? ¿Cuál es su utilidad?