¡Descarga Práctica de Laboratorio: Indicadores de pH y Curvas de Neutralización - Prof. Sosa y más Apuntes en PDF de Ingeniería solo en Docsity!
UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRÉS
FACULTAD DE INGENIERÍA
CURSO BASICO - II/
NOMBRE: YUJRA QUISPE DIANA CARRERA: ING QUIMICA
DOCENTE: ING.MARCO ANTONIO SOSA ZURITA MATERIA: LAB-QMC 100
PRÁCTICA N°
INDICADORES DE pH y CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN
1. OBJETIVOS
1.1. OBJETIVOS GENERAL
- Realizar mediciones de pH y conocer sus aplicaciones
1.2. OBJETIVOS ESPECIFICOS
- Realizar experimentalmente una titulación ácido-base.
- Medir el potencial de hidrogeniones (pH) por diferentes métodos
- Analizar el comportamiento de indicadores, determinando el cambio de viraje en medio ácido
básico y neutro
- Determinar el rango de viraje de in indicador
- Manejar adecuadamente el PHmetro y calibrar el mismo
- Efectuar cálculos de pH
- Construir curvas de neutralización
- Comparar datos experimentales con los teóricos en curvas de neutralización 2. FUNDAMENTO TEORICO
Las mediciones de pH y sus aplicaciones son muy importantes en ingeniería
2.1. TITULACIONES ÁCIDO − BASE
Las soluciones de concentración exactamente conocida, se denominan soluciones estándar.
Se pueden preparar soluciones estándar de algunas sustancias disolviendo una muestra cuidadosamente
pesada de sólido en suficiente agua para obtener un volumen conocido de solución. Cuando las
sustancias no pueden pesarse con exactitud y convenientemente porque reaccionan con la atmósfera, se
preparan soluciones de las mismas y se procede a determinar sus concentraciones por titulación con una
solución estándar.
La titulación , es el proceso en el cual un reactivo de la solución, el titulante, se añade cuidadosamente a
la solución de otro reactivo y se determina el volumen del titulante necesario para que la reacción se
complete.
Valoración o estandarización , es el proceso por el cual se determina la concentración de una solución
midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad perfectamente
conocida de un estándar primario. La solución estandarizada recibe el nombre de estándar secundario y
se emplea para analizar problemas. Las propiedades de las soluciones estándar primarios son:
- No deben reaccionar o absorber componentes de la atmósfera, como vapor de agua, oxígeno o
dióxido de carbono.
- Deben tener alto porcentaje de pureza.
- Deben tener peso molecular alto para minimizar el efecto de errores al pesar.
- Deben ser solubles en el disolvente de interés.
- No deben ser tóxicos.
¿Cómo se sabe cuándo detener la titulación?
Para esto se agregan unas cuantas gotas de solución de indicador a la solución que se va a
titular.
La concentración de iones hidrógeno en las soluciones acuosas se expresan
convencionalmente en términos de pH (potencial de hidrogeniones).
2.2. pH y pOH
Así el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno:
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔[𝐻+]
De similar forma el pOH es:
𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻−]
La relación entre pH y pOH es:
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14
El pH varía entre 0 y 14. Cuando el pH de las soluciones es menor a 7, son soluciones ácidas,
cuando el pH es mayor a 7, las soluciones son básicas y si el pH es igual a 7 son soluciones
neutras.
Con frecuencia es necesario medir el pH para establecer el grado de acidez o basicidad de una
solución.
Fig. 2.1. Escala de pH, y valores de pH en algunas sustancias
2.3. INDICADORES
Los indicadores son ácidos o bases orgánicas débiles, cuyas moléculas no disociadas en la solución
poseen una coloración y sus iones tienen otra coloración. La fenolftaleína, por ejemplo, se comporta como
un ácido débil (HIn) que puede disociarse de la forma siguiente:
Las reacciones de neutralización de un ácido fuerte (HCl) y una Base fuerte NaOH tienen el punto de
equivalencia en un pH = 7 ya que todos los iones hidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo,
para dar H2O.
Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base sufre una
hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7.
Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una
hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7.
Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una
hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más
débil el ácido.
3. MATERIALES Y REACTIVOS
3.1. Materiales
3.2. Reactivos
4. PROCEDIMIENTO
4.1. DETERMINACIÓN DE pH EN SOLUCIONES
4.1.1. CON PAPEL INDICADOR
- En cinco tubos de ensayo verter aproximadamente 4 a 5 ml de: agua destilada, agua de grifo,
hidróxido de sodio, amoníaco, ácido acético y ácido clorhídrico.
- Con ayuda de las varillas de papel pH, determinar el pH de las soluciones anteriores.
4.1.2. CON INDICADORES UNIVERSALES
- De cada uno de los tubos anteriores dividir en tres volúmenes las soluciones utilizando
otros tubos de ensayo
- Al primer tubo agregar una gota de naranja de metilo, al segundo añadir fenolftaleína y al
tercer añadir rojo de metilo. Observar el color del sistema
4.1.3. CON PHMETRO.
- Determinar el pH de las disoluciones con el PHmetro de mesa.
4.2. CONSTRUCCION DE CURVA DE NEUTRALIZACIÓN
4.2.1 CALIBRACIÓN DEL POTENCIÓMETRO
- Enchufar y encender el potenciómetro
- Con ayuda de la piseta lavar el electrodo con agua destilada y luego secar con el papel
absorbente
• 5. DATOS EXPERIMENTALES
5.1. DETERMINACIÓN DE pH EN SOLUCIONES
5.1.1. CON PAPEL INDICADOR
SOLUCION PH
AGUA DESTILADA 7
ACIDO ACETICO 1
HIDROXIDO DE SODIO 13
ACIDO CLORHIDRICO 1
HIDROXIDO DE AMONIO 11
AGUA DE GRIFO 6
5.1.2. CON INDICADORES UNIVERSALES
COLOR
SOLUCION
NARANJA DE
METILO
FEMOLFTALEINA ROJO DE METILO
ACIDO BASE ACIDO BASE ACIDO BASE
AGUA DESTILADA
Naranja - - - - -
ACIDO ACETICO - - - - Fucsia -
HIDROXIDO DE
SODIO
ACIDO
CLORHIDRICO
HIDROXIDO DE
AMONIO
AGUA DE GRIFO - amarrillo - - - -
5.1.3. CON PHmetro.
SOLUCION pH
ACIDO CLOEHIDRICO 0.
HIDROXIDO DE SODIO 12.
AGUA DESTILADA 5.
AGUA DE GRIFO 7.
ACIDO ACETICO 2.
5.2. CONSTRUCCION DE CURVA DE NEUTRALIZACIÓN
5.2.2. CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN ACIDO FUERTE - BASE FUERTE
pH ml añadido de HCl
pOH=-
log
10
log
10
= 1 pH+pOH=14 =pH=14-pOH = 14 – 1 = 13
- Realizar el cálculo de pH, después de añadir cada volumen indicado de HCl.
Para el pH 1
Nuevas concentraciones de ácido y base
[NaOH]=
0.1999 molar × 25 ml
25 ml
NaOH Na + OH
I 0.1999 - -
R -0.1999 0.1999 0.
eq 0 0.1999 0.
pOH=-
log
10
pH=-
log
10
pH+pOH=
pOH=-
log
10
log
10
= 0.699 pH+pOH=14 =pH=14-pOH = 14 – 0.699= 13.
Para el pH 2
Nuevas concentraciones de ácido y base
[NaOH]=
0.1999 molar × 25 ml
30 ml
[HCl]=
0.2173 molar × 5 ml
30 ml
HCl + NaOH NaCl + H2O
I 0.
R -0.036 -0.036 0.036 0.
eq 0 0.130 0.036 0.
Después calculamos el OH
NaOH Na + OH
I 0.130 - -
R -0.130 0.130 0. 130
eq 0 0.130 0.
pOH=-
log
10
pH=-
log
10
pH+pOH=
pOH=-
log
10
log
10
= 0.89 pH+pOH=14 =pH=14-pOH = 14 – 1.33 = 13.
Para el pH 3
Nuevas concentraciones de ácido y base
[NaOH]=
0.1999 molar × 25 ml
35 ml
[HCl]=
0.2173 molar × 10 ml
35 ml
HCl + NaOH NaCl + H2O
I 0.062 0.143 - -
R -0.062 -0.062 0.062 0.
Eq 0 0.081 0.062 0.
Después calculamos el OH
NaOH Na + OH
I 0.081 - -
R -0.081 0.081 0.
eq 0 0.081 0.
pOH=-
log
10
pH=-
log
10
pH+pOH=
pOH=-
log
10
log
10
= 1.09 pH+pOH=14 =pH=14-pOH = 14 – 2.04 = 12.
Para el pH 4
Nuevas concentraciones de ácido y base
[NaOH]=
0.1999 molar × 25 ml
38 ml
[HCl]=
0.2173 molar × 13 ml
38 ml
HCl + NaOH NaCl + H2O
I 0.
R -0.074 -0.074 0.074 0.
Eq 0 0.058 0.074 0.
Después calculamos el OH
NaOH Na + OH
I 0.058 - -
R -0.058 0.058 0.
eq 0 0.058 0.
pOH=-
log
10
pH=-
log
10
pH+pOH=
pOH=-
log
10
log
10
= 1.23 pH+pOH=14 =pH=14-pOH = 14 – 2.04 = 12.
Para el pH 5
Nuevas concentraciones de ácido y base
[NaOH]=
0.1999 molar × 25 ml
40.5 ml
[HCl]=
0.2173 molar × 15.5 ml
40.5 ml
HCl + NaOH NaCl + H2O
I 0.0832 0.123 - -
R -0.083 -0.083 0.083 0.
Eq 0 0.04 0.083 0.
Después calculamos el OH
NaOH Na + OH
I 0.04 - -
R -0.04 0.04 0.
eq 0 0.04 0.
pOH=-
log
10
pH=-
log
10
pH+pOH=
I 0.1005 0.107 - -
R -0.1005 -0.1005 0.1005 0.
Eq 0 6. × 10
− 3
Después calculamos el OH
NaOH Na + OH
I 6.
× 10
− 3
R -6.
× 10
− 3
× 10
− 3
× 10
− 3
eq 0 6. × 10
− 3
× 10
− 3
pOH=-
log
10
pH=-
log
10
pH+pOH=
pOH=-
log
10
log
10
6.5 × 10
− 3
) = 2.19 pH+pOH=14 =pH=14-pOH = 14 – 2.04 = 11.
Para el pH 9
Nuevas concentraciones de ácido y base
[NaOH]=
0.1 molar × 25 ml
48.5 ml
[HCl]=
0.2 1 7 3 molar × 23.5 ml
48.5 ml
HCl + NaOH NaCl + H2O
I 0.105 0.103 - -
R -0.103 -0.103 0.103 0.
Eq 2 × 10
− 3
Después calculamos el H
HCL H + CL
I 2
× 10
− 3
R -
× 10
− 3
× 10
− 3
× 10
− 3
eq 0 2 × 10
− 3
× 10
− 3
pOH=-
log
10
pH=-
log
10
pH+pOH=
pH=-
log
10
log
10
2 × 10
− 3
Para el Ph
Nuevas concentraciones de ácido y base
[NaOH]=
0.1999 molar × 25 ml
50 ml
[HCl]=
- 2173 molar × 25 ml
50 ml
HCl + NaOH NaCl + H2O
I 0.
R -0.099 -0.099 0.099 0.
Eq 10 × 10
− 3
Después calculamos el OH
HCL H + CL
I 10
× 10
− 3
R -
× 10
− 3
× 10
− 3
× 10
− 3
eq 0 10 × 10
− 3
× 10
− 3
pOH=-
log
10
pH=-
log
10
pH+pOH=
pH=-
log
10
= -log
10
10 × 10
− 3
- Con los cálculos anteriores elaborar la tabla de pH y ml añadidos de ácido.
PH ml añadido de HCl
13.3 0
13.11 5
12.91 10
12.76 13
12.6 15.
12.53 16.
12.28 19
11.81 21.
2.7 23.
2 25
- Sobreponer a la curva experimental la curva teórica de pH vs. V(ml) añadidos
de ácido.
0 5 10 15 20 25 30
0
2
4
6
8
10
12
14
16
CURVAS SOBRE PUESTAS
CURVA TEORICA
ml añadido de HCl
PH
Se realizo la titulación de ácido – base con una base con una concentración menor ala del
anterior laboratorio siendo diluido en agua destilada
También con un papel indicador se pudo analizar los pH viendo que no son tal iguales a la
muestra, pero si un color casi similar.
Se pudo ver su uso de pH metro, pero por el tiempo no se pudo aprender cómo es su
calibración y tomar dantos datos experimentales
Se realizo los cálculos teóricos del pH y también se construyó sus curvas de neutralización.
9. BIBLIOGRAFIA
- Guía de laboratorio QMC-100 – facultad de ingeniería-curso básico-UMSA
- www.ehu.es/biomoleculas/ph/neutra.htm
