Procedimientos De Ph

Introducción

El objetivo de la práctica es determinar experimentalmente el pH de una solución mediante el método colorimétrica y saber utilizar este dato en el cálculo de las constantes de disociación. En este experimento se preparan varias soluciones de pH conocido y se hallaron las coloraciones que son características de algunos indicadores en soluciones de diferentes pH. Esta información usada, para determinar las constantes de disociación del amoniaco y ácido 0.05 M.

Con el fin de discutir los problemas que acabamos de plantear, conviene emplear una escala de concentraciones diferentes de la que hemos venido utilizando. La escala que vamos a definir recibe el nombre de escala de pH y fue propuesta por vez primera por el bioquímico S.P.L Sorensen en 1909 inicialmente fue introducida para expresar de formas mas cómoda las concentraciones de H3O+, pero su utilidad se ha extendido mucho mas al tratar de los ácidos débiles hemos visto que la concentración de los iones H3O+ de sus disoluciones acuosas es frecuentemente muy pequeña, por ejemplo 10-4 moles / litro estás potencias negativas de 10 suelen ser incómodas hasta desde el punto de vista tipográfico, estando expuestas a confusión. Por ello entre otras razones, Sorensen reemplazó las (H3O+) por lo que llamó el pH de la disolución. Esta cantidad se define de la forma siguiente:

PH = -log [H3O+]

Y así, en una disolución en la que (H3O+) es igual a 10-4 moles / litro será log10(H3O+) = log10-4 = -4 y por tanto pH = 4.

TEORÍA

Concepto del pH: El pH es la medida convencional de la actividad de los hidrogeniones, esto es, de la acidez o alcalinidad de una solución. Cuando el agua pura se disocia, se producen simultáneamente, y en igual número, iones de hidrógenos (H+) y de oxidrilos (OH-), de tal modo que para cualquier temperatura se cumple la relación que indicamos:

K = {[H+].[OH-] / [H2O]}

En la cual K es una cantidad constante, y en la que [H+] y [OH-] representan las concentraciones de los iones H+ y OH-. El valor de K, determinado por procedimientos diversos y a la temperatura de 20o C, es muy aproximado a 10-14 por litro y como el agua pura es eléctricamente neutra, en un litro de ella habrá pues 10-7 gramos - iones de H+ y otros tantos de iones OH-. Como un litro de agua pura contiene 1.000 : 18 = 55,555... moles de H2O, de ellas sólo 10-7 disociadas, resulta que en cada 555 millones de moléculas de agua, únicamente existe una de ellas (18 gramos) totalmente disociada, lo cual explica la resistencia opuesta por el agua pura al paso de la corriente eléctrica. Si al agua se le adiciona un ácido, el número de iones H+ (que vendrá expresada por 10-6, 10-5... 10-1) se elevará y el de iones OH-disminuirá proporcionalmente pues éstos se combinan con los hidrogeniones que se adicionan y forman moléculas de agua no ionizadas, e inversamente ocurre cuando se adiciona al agua pura una disolución básica o alcalina, en la cual predominan los hidroxiliones OH-.

Resulta, pues, que:

Una solución es ácida cuando es [H+] > [OH-]

Una solución es neutra cuando es [H+] = [OH-]

Una solución es básica cuando es [H+] < [OH-]

Representando [H+] y [OH-] las concentraciones de hidrogeniones e hidroxiliones respectivamente.

El químico Sorensen propuso en 1909 expresar el grado de acidez o de alcalinidad de una solución por el valor absoluto del exponente de la base 10, o bien con el logaritmo del número inverso de la concentración de los iones de hidrógeno en la solución, concentración que se representa con el símbolo pH.

pH = log ( 1/[H+] ) = log 1 - log [H+] = - log [H+]

Si suponemos que la concentración de [H+] es igual a 10-7, lo cual corresponde al agua pura, tendremos:

pH = log ( 1/10-7 ) = log 1 - log 10-7 = 0 - log 10-7 = 7

De esto se deduce que la suma de los pH y de los pOH es aproximadamente igual 14; cuanto más bajo es el valor del pH de una disolución tanto más elevada es su acidez, correspondiendo el pH = 0 a las soluciones normales de ácidos fuertes, y pH = 14 a las soluciones de mayor basicidad o alcalinidad, disminuyendo éstas a medida que su pH se aproxime a 7.

MATERIALES Y MÉTODOS

• 18 tubos de ensayo.

• 2 probetas de 10 ml.

• 1 bagueta

• Ácido acético 0.05 M.

• Hidróxido de amonio 0.05 M.

• Solución problema.

• Soluciones de indicadores:

o Anaranjado de metilo

o Rojo de metilo

o Azul de bromotimol

o Fenolftaleina

o Verde de bromocresol

o Azul de timol

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

• Se midió en una probeta graduada, bien limpia y seca 30 ml de solución de ácida acético 0.05 M.

• Se colocó 5 ml de solución de ácido acético 0.05 M en cada uno de los seis tubos de ensayo.

• Luego se agregó 2 gotas de un indicador diferente en cada tubo, se agitó bien y se observó el color que obtuvo y se procedió a comparar con el patrón de colores y se anotó el rango de pH obtenido.

• Se midió en una probeta graduada, bien limpia y seca 30 ml de solución de hidróxido de amonio 0.05 M.

• Se procedió a colocar 5 ml de hidróxido de amonio en cada uno de los otros seis tubos de ensayo.

• Se agregaron 2 gotas del indicador diferente en cada tubo y se procedió como en el paso anterior del ácido acético.

• Repetir el mismo procedimiento con la solución problema.

• Determinar los pH del ácido acético 0.05M y del amoniaco 0.05M, así como las respectivas constantes de disociación.

RESULTADOS

Indicadores ácidos:

Indicadores Intervalo de pH Ácido “Color neutro” alcalino

Anaranjado de metilo 1-3,4,5- rojo anaranjado amarillo

Verde de bromocresol -3,4,6- amarillo verde azul

Rojo de metilo -4,6- rojo anaranjado amarillo

• los intervalos que están es negrita son valores intermedios.

Indicadores básicos:

Indicadores Intervalo de pH Ácido “Color neutro” alcalino

Azul de bromotimol -6,7,8- amarillo verde azul

Azul de timol -2-3,4-7,8- rojo amarillo azul

Fenolftaleina -8 , 9- incoloro rosado rojo

• los intervalos que están es negrita son valores intermedios.

a. Muestra de ácido acético 0.05 M.

Indicadores color Color y Rango de pH

Con ácido acético.

Anaranjado de metilo rojo 2 a 4

Rojo de metilo rojo 2 a 4

Azul bromotimol amarillo 2 a 5

Fenolftaleina incoloro 2 a 7

Verde

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