Desarrollo de la Práctica Indicadores Naturales
Enviado por Evans Lite • 11 de Diciembre de 2017 • Prácticas o problemas • 1.467 Palabras (6 Páginas) • 178 Visitas
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UNIVERSIDAD VERACRUZANA FACULTAD DE BIOLOGIA XALAPA[pic 2][pic 3][pic 4]
Experiencia Educativa: ANALISIS QUIMICO
PRÁCTICA 6: MEDIDA DE PH DE ALGUNOS
ÁCIDOS, BASES Y SALES
Integrantes:
Absalón Berdón Carlos A.
Alarcón Valladares Misael
Gómez Olivo Irwin Aziel
López Custodio Ismael Alonso
09 de Octubre del 2017
Practica No. 6
Medida del pH de Algunos Ácidos, Bases y Sales
Sustento teórico
Uno de los conceptos básicos de la química es el pH (valor negativo del logaritmo decimal de la concentración de iones hidrógeno) cuya escala de 0 a 14 permite asignar diferentes valores para el nivel de acidez o alcalinidad de una solución. 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 enrojece a la fenolftaleína. Otro método para determinar el pH comprende el uso de un instrumento llamado “potenciómetro”, que mide electrónicamente el pH de una solución.
PH
El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidrógeno [H]+ presentes en determinadas disoluciones. (Kenneth A. et al, 2013).
La sigla significa: potencial hidrógeno o potencial de hidrónes. Este término fue acuñado por el bioquímico danés S. P. L. Sørensen quien lo definió en 1909 como el opuesto del logaritmo en base 10 o el logaritmo negativo, de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
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El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro (/pe achímetro/ o /pe ache metro/), un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ion de hidrógeno.
El pH de una disolución se puede medir también de manera aproximada empleando indicadores: ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH.
Casi todos los colorantes son indicadores.
En disolución acuosa, la escala de pH varía, típicamente, de 0 a 14. Son ácidas las disoluciones con pH menores que 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más iones hidrógeno en la disolución). Por otro lado, las disoluciones alcalinas tienen un pH superior a 7. La disolución se considera neutra cuando su pH es igual a 7, por ejemplo el agua.
La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más utilizados en química y bioquímica. El pH determina muchas características notables de la estructura y de la actividad de las moléculas, por lo tanto, del comportamiento de células y organismos.
Objetivos
Objetivo general.
Determinar el pH de diferentes sustancias por dos métodos, comparando los resultados obtenidos a través de ellos.
Materiales
En la siguiente tabla (tabla 1), se presentan los materiales necesarios para la realización de la práctica.
Materiales | |||
1 | gradilla. | 1 | agitador de vidrio |
12 | tubos de ensaye | Papel indicador universal | |
1 | vaso de precipitado de 100 mL | Papel tornasol azul. | |
Papel tornasol rojo | |||
Material Biológico | |||
Vinagre | Leche | ||
Jugo de naranja. | Agua | ||
Gaseosa carbonatada | Muestras de suelo | ||
Yogurt | Jugo de tomate | ||
Reactivos | |||
Cloruro de amonio 1 M | Solución de fenolftaleína | ||
Cloruro de potasio 1 M | Solución naranja de metilo | ||
Carbonato de sodio 0.1 M. | |||
Ácido clorhídrico 0.1 M. | |||
Hidróxido de sodio 0.1 M. | |||
Hidróxido de amonio 0.1 M. | |||
Equipo | |||
Potenciómetro |
Tabla 1. Materiales
Procedimiento.
- Prepare una gradilla y nueve tubos de ensaye secos y limpios.
- Rotule cada uno de los tubos como se muestra:
- Cloruro de amonio, NH4Cl -1 M.
- Cloruro de potasio, KCl -1 M.
- Carbonato de sodio, Na2CO3 -0.1 M.
- Hidróxido de amonio, NH4OH -0.1 M.
- Vinagre.
- Jugo de naranja.
- Leche.
- Gaseosa carbonatada.
- Agua corriente.
- Muestras de suelo.
- Jugo de toma.
- Yogurt.
- Obtenga cerca de 2 ml de cada sustancia y viértalos en los correspondientes tubos de ensaye rotulados.
- Prepare una tabla de datos en su cuaderno de laboratorio, según el modelo indicado por el profesor.
- Para el uso del papel indicador de pH bien sea bien sea indicador universal, tornasol azul o rojo, siga el procedimiento:
- Obtenga del profesor una pequeña tira de 1 cm de papel indicador.
- Con la ayuda de un agitador de vidrio, se toca por un extremo la solución en el tubo ensaye que se quiere ensayar y se transfiere una gota de la solución a la tira de papel indicador. Asegúrese de que solamente se humedezca el papel con la solución. Si se humedece demasiado, simplemente se retira todo el colorante del papel.
- Para determinar el pH de la solución compare el color del papel humedecido con la escala de colores sumistrada con el papel indicador. Anote el cambio de color.
- Para ensayar cualquier solución tenga la precaución de ensayar el agitador en el vaso que contiene agua destilada antes de introducirlo entre un tubo y otro.
- Anote en la tabla de datos los cambios de color producidos.
- Usando el método descrito en (5) complete los siguientes pasos y anote los resultados en la tabla de datos.
Parte 2.
Si se dispone de un potenciómetro, el profesor podrá hacer una demostración de cómo usarlo para determinar el pH de una solución. Anote los valores obtenidos.
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