DETERMINACIÓN CALORIMÉTRICA DEL pH

DETERMINACIÓN CALORIMÉTRICA DEL pH.

Paula Malabet, Mateo Paternina, Aarón Tinoco.

Profesor Jairo Ropero.  – 05-03-2015

Universidad del Atlántico, Barranquilla

Resumen

Se utilizaron diferentes sustancias solubles, llamadas reveladores o indicadores, para dar a un medio ácuo coloraciones o tonalidades, y de esta manera realizar una buena estimación del pH de misma. Todo este análisis cualitativo fue realizado con cinco indicadores que viran en intervalos de pH y se valorará el cambio que pueda tener cada sustancia, de acuerdo al color que sea obtenido en cada sustancia tomando como guía su respectivo pH. De esta forma se indicó si la solución era acida, básica o neutra.

Palabras claves:

Ácido, base, pH, indicadores.

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Abstract

Different substances soluble, so-called developers or indicators, were used to give a half acuo colourations or shades, and in this way make a good estimate of the same pH. All of this qualitative analysis was performed with five indicators that Veer in pH intervals and change that each substance, according to the color that is obtained in each substance taking as a guide their respective pH may have an advantage. In this way is indicated if the solution was acidic, basic or neutral.

Key words

Acid, base, pH, indicators.

Objetivo general:

Identificar experimentalmente una referencia de las condiciones de pH en una solución para clasificar y determinar según el indicador colorimétricamente en la escala de pH.

Objetivos específicos:

 -Observar los cambios físicos como  el cambio de color y apariencia presentados durante las reacciones.

-Determinar el indicador más adecuado correspondiendo a un pH en específico.

 Introducción

La acidez o basicidad de una solución a menudo es un factor importante en las reacciones químicas. Es de gran importancia el uso de amortiguadores de un pH dado para mantener el pH de la solución en un nivel deseado. Además, los equilibrios ácido-base son importantes para entender las titulaciones ácido-base y los efectos de los ácidos en las especies y en las reacciones, por ejemplo, los efectos de acomplejamiento o precipitación.

Se han propuesto varias teorías ácido-base para explicar o clasificar las propiedades ácidas o básicas de las sustancias. La más general corresponde a Lewis, en la teoría de Lewis, un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones, y una base es una sustancia que puede donar un par de electrones. La segunda a menudo contiene un oxígeno o un nitrógeno como donador de electrones. Así, sustancias que no contienen hidrógeno podrían ser incluidas como ácidos a diferencia de postulaciones anteriores de ácido-base.

Según lo anterior, cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia, o ioniza, y el grado de ionización depende de la fuerza del ácido. Un electrólito “fuerte” se disocia por completo, en tanto que uno “débil” se disocia de manera parcial. La tabla 1 es una lista de algunos electrólitos comunes, unos fuertes y otros débiles.

Discusión  

Tabla 1. Algunos electrolitos fuertes y algunos electrolitos débiles.

La concentración de H+ o de OH- en solución acuosa puede variar en intervalos extremadamente amplios, desde 1 M o mayor hasta 10-14 M o menor. Construir una gráfica de concentración de H+ contra alguna variable sería muy difícil si la concentración cambiara, por ejemplo, de 10-1 a 10-13 M. Este intervalo es común en una titulación. Es más conveniente comprimir la escala de acidez poniéndola en una base logarítmica. El pH de una solución lo definió Sørenson como:

pH=-log⁡ [H+]        (1)

La ecuación 1 se puede usar para calcular la concentración de ion hidroxilo si se conoce la concentración de ion hidrógeno, y viceversa.  La ecuación en forma logarítmica para un cálculo más directo del pH o del pOH es:

[pic 2]

[pic 3]

[pic 4]

Cuando [H+] = [OH-], se dice que la solución es neutra. Si [H+] > [OH-], entonces la solución es ácida. Y si [H+] < [OH-], la solución es alcalina. Las concentraciones de ion hidrógeno y de ion hidroxilo en agua pura a 25°C son cada una 10-7 M, y el pH del agua es 7. Por tanto, un pH de 7 es neutro. Valores de pH mayores a éste son alcalinos, y valores de pH menores que éste son ácidos. Lo contrario es verdad para los valores del pOH. Un pOH de 7 también es neutro. Obsérvese que el producto de [H+] y [OH-] siempre es 10-14 a 25°C, y la suma de pH y pOH siempre es 14. Si la temperatura es diferente de 25°C, entonces Kw es diferente de 1.00 × 10-14, y una solución neutra tendrá H+ y OH- diferentes a 10-7 M.

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