“AÑO DE LAS CUMBRES MUNDIALES EN EL PERÚ”

UNIVERSIDAD NACIONAL DE LA AMAZONÍA PERUANA

“DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA”

FACULTAD DE CIENCIAS BIOLÓGICASESCUELA DE CIENCIAS BIOLÓGICAS

PRÁCTICA Nº 6“Mediciones Directas de pH”

Curso : Química Analítica

Docente : Rosa Souza Najar

Alumno : Frank Christian Flores Ponce

Nivel : Segundo

Semestre : Tercero

Fecha : 12 de agosto

Iquitos – Perú

2008

PRACTICA Nº 6“MEDIONES DIRECTAS DE pH”

OBJETIVOS

Medir de una manera práctica el pH de diferentes sustancias.

Observar la coloración de soluciones ácidos-base frente a diferentes indicadores.

INTRODUCCIÓN

Muchos sistemas biológicos y químicos involucran equilibrios ácido-base y por lo tanto dependen críticamente del valor de pH de la solución. Un ejemplo es el grado al cual la viabilidad y el crecimiento de organismos y tejidos dependen del pH del fluido de la célula y del medio en el cual las células crecen.

La eficiencia de muchas separaciones químicas y la razón de muchas reacciones químicas son gobernadas por el pH de la solución. Las soluciones buffer ofrecen ventajas en el control de las condiciones de reacción y rendimiento de las síntesis orgánicas.

En la química analítica e industrial, un adecuado control de pH puede ser esencial en la determinación del curso de reacciones de precipitación y de la electrodeposición de metales. Estudios fisicoquímicos de cinética de reacción y equilibrio químico a veces requiere soluciones para ser mantenido a un pH definido. Las soluciones buffer son necesarios para la estandarización y control del pH en las actividades de laboratorio, en la fábrica v en la clínica médica. Para cinética, equilibrio y estudio fisiológicos a veces es deseable hacer mediciones sobre un intervalo controlado de valores de pH mientras, al mismo tiempo, mantener constante la fuerza iónica del medio.

Muchos de los eventos en los métodos de complejometría de análisis químicos dependen del uso de buffers para mantener constante el pH ya que pequeños cambios en concentraciones de iones metálicos libres pueden ser detectados mediante indicadores metalocrómicos.

Por lo tanto, la medición y el control de la acidez y la alcalinidad son frecuentemente esenciales tanto en procesos industriales como en investigación. Medidores de pH comerciales con electrodos de vidrio son usados en casi todos los laboratorios donde se realizan análisis químicos o pruebas de control desde 1935, cuando el Dr. Beckman en el Instituto de Tecnología de California desarrolló el primer medidor de pH comercial. Estos instrumentos, de hecho, comparan el valor de pH de la muestra con los valores de soluciones estándar de pH conocido. Estas soluciones estándar son usadas para calibrar las lecturas del electrodo del sistema de medición. Por lo tanto es importante tener un acuerdo universal en la escala de pH, y adoptar soluciones estándares de referencia de pH conocido para mantener y describir esta escala, y asegurar mediciones comparables y compatibles.

FUNDAMENTO TEÓRICO

pH

El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones o cationes hidrógeno [H+] presentes en determinada sustancia. El término significa potencial de hidrógeno para pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii (del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar utilizando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7

El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7, y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua).

Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH-.

Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH– y H+, tenemos que:

Kw = [H+][OH–]=10–14 en donde [H+] es la concentración de iones de hidrógeno, [OH-] la de iones hidróxido, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua.

Por lo tanto:

Algunos valores comunes del pHSustancia/Disolución pHDisolución de HCl 1 M 0,0Jugo gástrico 1,5Jugo de limón 2,4Refresco de cola 2,5Vinagre 2,9Jugo de naranja o manzana 3,0Cerveza 4,5Café 5,0Té 5,5Lluvia ácida < 5,6Saliva (pacientes con cáncer) 4,5 a 5,7Orina 5,5-6,5Leche 6,5Agua pura 7,0Saliva humana 6,5 a 7,4Sangre 7,35 a 7,45Agua de mar 8,0Jabón de manos 9,0 a 10,0Amoníaco 11,5Hipoclorito de sodio 12,5Hidróxido sódico 13,5 a 14

log Klog Kww = log [H = log [H++] + log [OH] + log [OH––]]–14 = log [H–14 = log [H++] + log [OH] + log [OH––]]14 = –log [H14 = –log [H++] – log [OH] – log [OH––]]

pH + pOH = 14pH + pOH = 14

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.

En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

Medida del pH

Dependiendo del pH del suelo la Hortensia (Hydrangea) puede poseer flores rosas o azules. En suelos ácidos (pH < 7) las flores son azules, mientras que en suelos alcalinos (pH > 7) son rosas.[]

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-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 ión hidrógeno.

También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH, como la fenolftaleína. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores.

A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14. Por ejemplo el ácido de batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que cero, mientras que el hidróxido de sodio varía de 13,5 a 14.

Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 ºC. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw).

La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.

Algunos compuestos orgánicos que cambian de color en dependencia del grado de acidez del medio en que se encuentren, son usados como indicadores cualitativos para la determinación del pH. El papel de Litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y naranja de metilo.

FENOLFTALEÍNA

La fenolftaleína es un compuesto químico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3), en presencia de ácido sulfúrico.

Descripción y usos

Es un sólido blanco o blanco amarillento e inodoro; sus cristales son incoloros y es soluble en agua. Tiene un punto de fusión de 254° C. En química se utiliza como indicador de pH que en soluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de bases se torna color rojo grosella. En química se utiliza en análisis de laboratorio, investigación y química fina.

En análisis químico se usa como indicador de valoraciones ácido-base, siendo su punto de viraje alrededor del valor de pH de 8.2-8.3, realizando la transición cromática de incoloro a rosado. El reactivo se prepara al 1% p/v en alcohol de 90° y tiene duración indefinida.

NARANJA DE METILO

Naranja de metilo es un colorante azoderivado, con cambio de color de rojo a naranja-amarillo entre pH 3,1 y 4,4.

La fórmula molecular de la sal sódica es C14H14N3NaO3S y su peso molecular es de 327,34 g/mol.

Se empezó a usar como indicador químico en 1878. En la actualidad se registran muchas aplicaciones desde preparaciones farmacéuticas, colorante de teñido al 5%, y determinante de la alcalinidad del fango en procedimiento petroleros. También se aplica en citología en conjunto con la solución de FuschinTambién es llamado heliantina.

Se usa en una concentración de 1 gota al 0.1% por cada 10 ml de disolución.

MATERIALES

Tubos de ensayo

Vaso de precipitado

Cocina eléctrica

Potenciómetro con electrodos.

Gradillas

Balón

Probeta

SUSTANCIAS

KH Ftalato

KH2PO4

Bórax

Ácido Clorhídrico HCl 0,1M

Hidróxido de sodio NaOH 0,1M

Indicador Universal

Anaranjado de Metilo

Rojo Fenol

Fenolftaleína

PROCEDIMIENTO EXPIREMENTAL Y RESULTADOS

Preparar soluciones de pH conocido mezclando las siguientes soluciones:

pH a 25º C Composición para el volumen final de 100 mL

4,00 50 mL KH Ftalato (0.1M) + 0.1 mL de HCl (0.1M)

7,00 50 mL KH2PO4 (0.1M) + 29.1 mL de NaOH (0.1M)

9,00 50 mL Bórax (0.025M) + 4.6 mL de HCl (0.1M)

10,00 50 mL Bórax (0.025M) + 18.3 mL de HCl (0.1M)

Al realizar el trabajo, se midió el pH de las soluciones preparadas con un potenciómetro con electrodos de vidrio-calomel, obteniendo los siguientes datos:

Composición para el volumen final de 100 mL pH Práctico Tº Práctica

50 mL KH Ftalato (0.1M) + 0.1 mL de HCl (0.1M) 4,42 30,4 ºC

50 mL KH2PO4 (0.1M) + 29.1 mL de NaOH (0.1M) 7,10 30,6 ºC

50 mL Bórax (0.025M) + 4.6 mL de HCl (0.1M) 9,14 30,5 ºC

50 mL Bórax (0.025M) + 18.3 mL de HCl (0.1M) 10,18 30,4 ºC

DIFRENCIAS Y PORCENTAJES DE ERROR ENTRE LA LECTURA Y EL VALOR TEÓRICO

DESVIACIONES MEDIAS

Para: 50 mL KH Ftalato (0.1M) + 0.1 mL de HCl (0.1M)

d=|Xi−X|

1d=

|4−4,42|1

d=0,42

Para: 50 mL KH2PO4 (0.1M) + 29.1 mL de NaOH (0.1M)

d=|Xi−X|

1 d=

|7−7,10|1

d=0,10

Para: 50 mL Bórax (0.025M) + 4.6 mL de HCl (0.1M)

d=|Xi−X|

1d=

|9−9,14|1

d=0,14

Para: 50 mL Bórax (0.025M) + 18.3 mL de HCl (0.1M)

d=|Xi−X|

1d=

|10−10,18|1

d=0,18

PORCENTAJES DE ERRORES

Para: 50 mL KH Ftalato (0.1M) + 0.1 mL de HCl (0.1M)

%E= dVt

x 100 %E=0,424

x100 %E=10,5 %

Para: 50 mL KH2PO4 (0.1M) + 29.1 mL de NaOH (0.1M)

%E= dVt

x 100 %E=0,107

x 100 %E=1,43 %

Para: 50 mL Bórax (0.025M) + 4.6 mL de HCl (0.1M)

%E= dVt

x 100 %E=0,149

x100 %E=1,56 %

Para: 50 mL Bórax (0.025M) + 18.3 mL de HCl (0.1M)

%E= dVt

x 100 %E=0,1810

x 100 %E=1,8 %

Podemos apreciar en las resoluciones, las desviaciones y los porcentajes de errores entre el valor teórico y la

práctica del pH de diferentes sustancias.

Estos errores están sujetos a la variación de la temperatura con respecto a la teoría y además a un

posible error de medición de sustancias.

El siguiente paso de la práctica fue el de añadir a las soluciones Buffer, gotas preparadas de los siguientes compuestos:

Indicador-pH Color a pH=4,42 Color a pH=7,10 Color a pH=9,14 Color a pH=9,18

Indicador Universal

Anaranjado de metilo

Rojo de fenol

Fenolftaleína

Se puede observar los resultados de los colores obtenidos, podemos apreciar que cada indicador revela un color diferente al otro por sus propiedades a reaccionar frente a un ácido o base sean fuertes o débiles.

CONCLUSIONES

Con la práctica se pudo trabajar y aprender de los métodos usados para calcular pH, sobretodo usando un material muy útil y con gran exactitud como el potenciómetro.

Como se observó en la práctica, se tuvo un cierto porcentaje de errores, que puede darse debido a la temperatura que estamos superior a la temperatura fijada de 25 ºC y entre otras causas a la mala medición de las sustancias.

Existen diferentes tipos de indicadores de pH con respecto al color, es una técnica muy útil de trabajo generalmente usado en el campo.

RECOMENDACIONES

Al trabajar en el laboratorio, tener cuidado con los reactivos a utilizar, indispensable usar el mandil, para protección.

Tener conocimiento de lo que se va a hacer, para que el trabajo sea más seguro y más elocuente.

Para otra práctica, que el trabajo sea más ordenado.

BIBLIOGRAFÍA

Biblioteca de consulta Encarta 2008

www.google.com