Laboratorio de fundamentos de orgánica. Informe de ácidos y bases

Universidad de Costa Rica[pic 1]

Escuela de Química

Laboratorio de Fundamentos de Orgánica

I Semestre 2017

Informe de Ácidos y Bases: utilización de sustancias caseras para medir pH bajo diferentes métodos: pH-metro, papel universal e indicadores artificiales y naturales.

Estudiante:                                                   Carne:                                                     Carrera: Agronomía

Asistente:                                 Grupo: 17

Introducción.

Un ácido y una base son sustancias “opuestas” y con características muy propias: un ácido es de sabor a agrío, son muy corrosivos y tienen un pH menor a 7, mientras que las bases son amargas, de tacto jabonoso y con un pH superior a 7.

Gracias a estas propiedades se pueden clasificar fácilmente entre distintas sustancias, no obstante existen tres teorías básicas para la compresión y clasificación de ácidos y bases. Arrhenius fue la primera persona en proponer una teoría al observar que un ácido conducía electricidad por lo que dedujo que esta se disocia produciendo un H+. Así que, según él, un ácido es una sustancia que en disolución acuosa, se obtiene una concentración mayor de H+ o bien, de H3O+ (Hidronio) y de una base, se obtienen iones OH- (Hidroxilo). La siguiente es la Teoría de Brønsted y Lowry la cual propone que un ácido es la sustancia capaz de donar un protón mientras que la base, los acepta. Por último, Lewis planteó que una base tiene un par de electrones libres que puede donar, y un ácido la capacidad de aceptarlos^[1].

Como se mencionó, el pH (potencial de Hidrógeno) se puede utilizar para conocer la clasificación de una sustancia según su acidez o basicidad. Su función es medir la concentración de iones H+ en una disolución acuosa. Para esto, se   utiliza la escala de pH, la cual es una escala numérica de 0 a 14, y, como se describió antes, todo pH menor a 7 es propio de una disolución ácida y un pH mayor a 7 indica una disolución básica, mientras que el pH 7 es neutro^[2].

Existen distintos métodos para medir el pH de una disolución, como por ejemplo: si no solamente se desea conocer un pH, sino que además se desea obtener una alta precisión y exactitud del resultado, se utiliza un pH-metro. Si solamente se desea conocer el pH de una disolución sin involucrar métodos cuantitativos, se puede utilizar papel universal, el cual cambia de color dependiendo de la naturaleza de la sustancia. Además, existen sustancias acidas o básicas con la capacidad de cambiar de color dependiendo del pH llamadas indicadores. Estas pueden ser sintéticas (Fenolftaleína, Azul de Bromotimol, Rojo de Metilo) o indicadores naturales que se encuentra en la estructura de algunos frutos y vegetales^[3]. Las antocianinas son los compuestos que brindan esta capacidad y son las responsables de algunos colores en plantas. Como indicadores, en un pH de 1-4 se obtiene un color rojo/morado intenso, de 6-8 un color azul y 12 y 13 verde y amarillo respectivamente^[4].

El objetivo de la práctica es conocer conceptos básicos como ácido, base y pH. Además de aprender a medir el pH de disoluciones bajo distintos métodos

Sección Experimental.

El procedimiento se tomó del Manual de laboratorio de Fundamentos de Química Orgánica, páginas 22-29, experimento uno. La práctica de laboratorio consistió en: Medir el pH de 10 sustancias caseras con pH-metro y papel universal. Aplicar a dos tubos de ensayo con NaOH y HCl, tres indicadores sintéticos por aparte a cada uno además de hacer lo mismo pero con las sustancias caseras. Utilizar indicadores naturales en las sustancias caseras y observar los cambios de color3.

Resultados y observaciones.

Parte I.

Cuadro I. Medición de pH con pH-metro y papel universal en sustancias caseras y algunas encontradas en el laboratorio (HCl, NaOH, Agua destilada). Ordenadas en forma ascendiente según el pH-metro.

Parte II.

Cuadro II. Cambio de color en disoluciones 0,001 mol/L de NaOH y HCl con distintos indicadores artificiales (Fenolftaleína, Azul de Bromotimol y Rojo de Metilo).

Cuadro III. Cambio de color en disoluciones caseras con indicadores artificiales (Fenolftaleína, Azul de Bromotimol y Rojo de Metilo).

Parte III.

Cuadro IV. Cambio de color utilizando indicadores naturales (uvas) en sustancias caseras ordenadas en forma ascendente, según el pH.

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