Informe 10 Ph

Universidad de Guayaquil Facultad de Ciencias Químicas Carrera: Química y Farmacia Guía de Prácticas de Laboratorio

INFORME DE LABORATORIO Número de la DETERMINACIÓN DEL POTENCIAL DE HIDRÓGENO (pH) práctica #10 QUÍMICA I NOMBRE DEL PROFESOR: Q.F María José Morales Msc. GRUPO DE PRÁCTICA: N°1 Integrantes: 1) Baños Jessica 2) Cárdenas Greta 3) Coello Nicole 4) Quezada Stephanie 5) Escobar Rebecca 6) Estefanía Milena SEMESTRE: 1er semestre

PARALELO: 3.B

Objetivos de la práctica de laboratorio  Identificar las coloraciones que puede tomar una sustancia mediante el uso de indicadores naturales (col morada) para conocer si un compuesto es acido o básico.  Aprender a calcular el pH mediante el uso de aparatos electrónicos como el potenciómetro para determinar la cantidad exacta de acidez o alcalinidad de sustancias cotidianas.  Conocer otras formas de calcular el pH mediante papel tornasol e indicadores para comparar el nivel de exactitud que presentan varios métodos para identificar el pH

Instrucciones o consideraciones previas  Potencial de Hidrogeno ( 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. La sigla significa "potencial de hidrógeno".  Escala de medida del pH  La escala de pH se establece en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14.  El número 7 corresponde a las soluciones neutras.  El sector izquierdo de la recta numérica indica acidez, que va aumentando en intensidad cuando más lejos se está del 7. Por ejemplo.- Una solución que tiene el pH 1 es más ácida o más fuerte que aquella que tiene un pH 6.  Hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más básicas cuanto más se alejan del 7. Por ejemplo.- Una base que tenga pH 14 es más fuerte que una que tenga pH 8 (Sepúlveda, 2014)

 Historia El concepto de pH lo inventó el danés Sørensen, que dirigía los laboratorios químicos de la fábrica de cervezas Carlsberg, para tener una medida clara y bien definida de la acidez. En el trabajo original de Sørensen, publicado en francés en 1909, la magnitud fue escrita como pH+, en la que el subíndice hacía referencia explícita a los iones hidrógeno. Sin embargo, este símbolo era demasiado complicado para su impresión y los tipógrafos de la época impusieron sucesivas simplificaciones:  Primero se eliminó el +  Finalmente la H dejó de escribirse como subíndice. (Alcañiz, 2011)  Calculo del pH y el pOH  Del producto iónico del agua se deduce que las concentraciones de H+ y OH- están relacionadas de tal modo que conocida una de ellas se obtiene la otra de forma inmediata:

 Para simplificar el manejo de magnitudes exponenciales se ha establecido el concepto de pH, como el logaritmo de los iones H+, mide las concentraciones de los iones hidronio, con el signo cambiado:

 Se define pOH como el logaritmo de los iones OH, mide las concentraciones de los aniones hidroxilo o iones hidróxido., con el signo cambiado:

 Se puede establecer la siguiente relación entre el pH y el pOH.

 Tomando logaritmos:

 Cambiando de signos se obtiene que:

 Expresando lo mismo de otra forma:

Como la escala de pH es logarítmica, la variación de pH en una unidad es igual a una variación de la [H+] 10 veces mayor. Mientras el pH varía en progresión aritmética, la [H+] lo hace en progresión geométrica. Se distinguen tres tipos de disoluciones en función del pH: Disoluciones ácidas.- Tienen una [H+] mayor que la del agua pura (10-7 M) con lo que su pH < 7 (pOH > 7).  Disoluciones básicas.- Tienen una [H+] menor que la del agua pura (10-7 M) con lo que su pH > 7 (pOH < 7)  Disoluciones neutras.- pH = pOH = 7 (agua pura) (Kyrk, 2015) 

 El pH en la alimentación. Al ingerir alimentos alteramos el pH de nuestro cuerpo. El pH de nuestro estómago es de 1.4 debido al ácido que contiene y que es útil para descomponer los alimentos. Algunas comidas y sus combinaciones pueden provocar que el estómago genere más ácido. Si esto sucede con mucha frecuencia, el ácido podría perforar el estómago causando una úlcera. Demasiado ácido en el estómago podría escapar hacia el esófago y llegar hasta la boca. Esta desagradable sensación se conoce como acidez.

 Sustancias cotidianas según su pH ÁCIDOS  Ácido acético: (vinagre) lo contienen algunos frutos y vegetales  Ácido acetilsalicílico: (aspirina) fármaco que reduce la fiebre y la inflamación y alivia el dolor  Ácido ascórbico: (jugo de cítricos) presente en la vitamina c

 Ácido carbónico: (agua de soda) está en refrescos carbonatados  Ácido láctico: (leche) presente en los músculos del organismo, en la leche y durante la fermentación del queso y el vino ácido málico: (manzanas) presente en las manzanas y durante la fermentación de la uva  Ácido oxálico: (espinacas) presente en algunas legumbres  Acido tantico: se encuentra en la corteza de muchos arboles  Ácido fórmicos un ácido irritante, lo segrega las hormigas, y lo usan para defenderse (también lo contienen las ortigas BASES  Hidróxido de aluminio: (desodorante, antiácido) contrarrestan la acidez, y también lo contienen los desodorantes hidróxido de amonio: (limpiador casero) ingrediente utilizado en muchos limpiadores utilizados en el hogar  Hidróxido de calcio: (producción de cueros,argamasa,cemento)  Hidróxido de magnesio: (laxantes, antiácidos)contrarresta la acidez  Hidróxido de sodio: (limpiador de tuberías . jabón) elimina los residuos de grasa convirtiéndolos en jabón (Sepúlveda, 2014) NEUTRAS  Agua pura: En el agua pura la carga de iones positivos de hidrógeno e iones negativos hidroxilos se encuentra balanceada. En ese sentido, el valor del pH es exactamente 7.  Leche materna.- Más del 85 % de la composición de la leche materna es a base de agua, seguida de una importante presencia de proteínas, minerales, vitaminas, grasa y lactosa.  Cloruro de sodio (sal común).- La sal de mesa o sal común proviene de la mezcla de una base fuerte (NaOH) y de un ácido fuerte (HCl). (Torres, 2016)  Identificación del pH de las soluciones por métodos técnicos  Potenciómetro Un pH metro o medidor de pH es un instrumento científico que mide la actividad del ion hidrógeno en soluciones acuosas, indicando su grado de acidez o alcalinidad expresada como pH. El medidor de pH mide la diferencia de potencial eléctrico entre un electrodo de pH y un electrodo de referencia. Esta diferencia de potencial eléctrico se relaciona con la acidez o el pH de la solución. Partes del Potenciómetro. Un sistema estándar de pH metro consta de tres elementos: 1. Electrodo de pH 2. Elemento de compensación de temperatura 3. Medidor de pH o controlador (Moreira, 2013)

Precauciones para el uso del pH metro 1. Antes de cada medida se debe de verificar que la membrana de vidrio este limpia ya que si está con grasa o agua puede afectar a la medida de solución. 2. Para evitar daños en el electrodo, debe de mantenerse húmedo. Por lo tanto entre cada muestra debe de ser enjuagado con agua destilada y si tiene exceso de agua debe de colocarse en un papel ya que si se utiliza un trapo la persona se puede sufrir una carga eléctrica. Funcionamiento del pH-metro Los medidores de pH potencio métricos miden el voltaje entre dos electrodos y muestran el resultado convertido en el valor de pH correspondiente. Se compone de un simple amplificador electrónico y un par de electrodos, o alternativamente un electrodo de combinación, y algún tipo de pantalla calibrada en unidades de pH. Por lo general, tiene un electrodo de vidrio y un electrodo de referencia. El diseño de los electrodos es la parte clave: 1. Se trata de estructuras de varilla, normalmente hechas de vidrio, con una bombilla que contiene el sensor en la parte inferior. 2. El electrodo de vidrio para medir el pH tiene una bombilla de vidrio diseñada específicamente para ser selectiva a la concentración de iones de hidrógeno. 3. En inmersión en la solución a ensayar, los iones hidrógeno en la solución de ensayo cambian por otros iones cargados positivamente en el bulbo de vidrio, creando un potencial electroquímico a través del bulbo. 4. El amplificador electrónico detecta la diferencia de potencial eléctrico entre los dos electrodos generados en la medición y convierte la diferencia de potencial en unidades de pH. (Garces, 2014)  Tirillas indicadoras El papel indicador de pH es aquel que está impregnado de algunas sustancias químicas que ayudan a medir ciertas concentraciones de sustancias. Funcionamiento Las tiras de papel indicadoras de pH funcionan de la siguiente manera:  En un vaso perfectamente limpio, ponemos el líquido que queremos medir. (Es realmente importante que no tenga impurezas para que no adultere los resultados).  Separamos una tira reactiva que será la que utilizaremos para la prueba.  Humedecer ligeramente la tira en el líquido. (El puede variar desde 1 hasta 20 segundos).  Retiramos la tira del líquido una vez transcurrido el tiempo.  Comparamos el color que resulta en la tira con la gráfica que proporciona el fabricante para averiguar el valor. Lo normal, es que los valores ácidos se representen con tonos cálidos (rojos, anaranjados, etc.) y los valores alcalinos, se representen con colores más fríos (azules, verdes,..) (Herrera, 2011)

 Papel Tornasol El Papel tornasol o papel pH es utilizado para medir la concentración de Iones Hidrógenos contenido en una sustancia o disolución. Mediante la escala de pH, la cual es clasificada en distintos colores y tipos.   

1 al 6 -- Acido 7 -- Neutro 8 al 14 -- Base Uso

1. La tira de papel indicadora se sumerge en alguna disolución química para su examinación 2. Al paso de 10 o 15 segundos se podrá comparar el color que obtuvo con la de la escala de colores que mide el pH, y así se determina si es una solución acida o alcalina (Garces, 2014)  Indicadores de pH Los indicadores son colorantes orgánicos, que experimentan una variación de color que se puede observar en una escala de pH. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. (Sosa, 2015)

 Indicadores naturales Col morada Es una variedad de col en la que las hojas poseen un color violáceo característico. Su color se debe a la presencia de un pigmento llamado antocianina. La fuerza de este color puede depender en gran medida de la acidez (pH) del suelo, las hojas crecen más rojas en suelos de carácter ácido mientras que en los alcalinos son más azules.

El extracto de col lombarda cambiará de color según el medio:  Adquirirá un color rojo en un medio ácido (zumo de limón, vinagre, disolución de ácido clorhídrico, etc.),  Adquirirá un color azul en un medio neutro (agua)  Adquirirá un color amarillo en un medio básico (bicarbonato sódico, disolución de sosa, etc.). (Botto, 2004)

Reactivos de laboratorio                

Agua destilada Col o repollo morado Vinagre Bicarbonato de sodio Ácido clorhídrico Jugo de limón Coca cola Liquido desengrasante Antiácido Shampoo Jabón líquido Yogurt natural Limpiador con amoniaco o amonio Tomate machacado Agua natural Crema de manos

Materiales de laboratorio           

Tubo de ensayo Pipetas Papel filtro 15 cucharas desechables Vasos de precipitación Espátula Colador Papel absorbente Cuchillo Cacerola Tabla de picar

Equipos de laboratorio  Potenciómetro  Papel Tornasol

Actividades por desarrollar/ técnica operatoria o procedimiento  Indicador (col morada)

Picar y luego hervir la col en 1lt de agua durante 5min

Colar el liquido obtenido del repollo y guardarlo.

Rotular los vaso precipitados en este orden: 1 Vinagre 5 Coca cola 9 Jabón líquido 13 Agua Natural 2 Bicarbonato de sodio 6Liquido desengrasante 10Yogurt natural 3 Ácido clorhídrico 7Antiácido 11 Limpiador con amoniaco 4 Jugo de limón 8Shampoo 12Tomate machacado

Añadir 5ml de agua a cada vaso y mezclar cada sustancia con una cuchara diferente. Luego añadir 5ml del indicador en cada vaso Observar los colores obtenidos. Si la coloracion es azul sera pH neutro, Si la coloracion es rosada tendra un pH acido, si el pH es basico presentara un color verdoso.

 Papel Tornasol

Tomar 14 tirillas de papel tornasol

Si el pH es neutro se tornara incolora (rosada color de la tirilla)

Introducir la mitad de la tirilla en cada sustancia

Si el pH es basico se tornara azul o verde

Observar luego de unos segundos que color toma la tirilla

Si el pH es acido su coloracion sera roja o anaranjada

Básico(azul)

Acido(anaranjado)

Neutro(incolora)

 Potenciómetro

Encender el potenciome tro

Enjuagar el electrodo con una piceta de agua destilada

Secar utilizanco papel absorbente

Introducir el electrodo fijamte en el vaso con la solucion

Si el pH obtenido es mayor a 7 la solucion es basica

Si el pH obtenido es menor a 7 la solucion es acida

Si el pH obtenido es igual a 7 la solucion es neutra

COLOR INDICADOR (col) Rosado

pH estimado

FOTO

Resultados obtenidos N°

SUSTANCIA

1

Vinagre

COLOR TIRILLA (Tornasol) Rojo

pH (Potencióm etro) 2.95

2 (Acido)

2

Bicarbonato de sodio

Azul Oscuro

8.05

Azul verdoso

9 (Básico)

3

Ácido clorhídrico

Rojo

1.98

Rojo

1 (Acido)

4

Jugo de limón

Anaranjado

2.77

Rojo claro

2 (Acido)

5

Coca cola

Anaranjado

5.13

Morado claro

5 (Acido)

6

Liquido desengrasante

Azul Oscuro

12

Verde claro

11 (Básico)

7

Antiácido

Azul claro

9.59

Verde Menta

9 (Básico)

8

Shampoo

Celeste

6.69

Morado

8 (Básico)

9

Jabón líquido

Anaranjado

3.70

Anaranjado

2 (Acido)

10

Yogurt natural

Rojo claro

4.61

Rosado

4 (Acido)

11

Limpiador con amoniaco o amonio

Azul

9.69

Turquesa

8 (Básico)

12

Tomate machacado

Anaranjado

4.79

Rosado

5 (Acido)

13

Agua Natural

Incolora (rosada color de la tirilla)

6.93

Morado

7 (Neutro)

14

Crema de Manos

Incolora (rosada color de la tirilla)

5.77

Lila claro

6 (Acido)

Conclusiones Al finalizar la práctica se denoto la importancia del uso de indicadores naturales como el extracto de col morada, este actúa dándole una coloración a las sustancias debido a la antocianina que contienen en sus hojas, la cual mientras más básica sea la sustancia se observara un color frio y mientas más acido sea presentara una coloración roja. El uso de potenciómetro para la detección de pH es un método muy exacto, al comparar los resultados del pH obtenido con las tirillas y el indicador se determinara que seguir su escala de coloración el número obtenido será un aproximado muy cercano al dato presentado por el potenciómetro. Es importante utilizar las tablas de coloración correctas según el indicador o tirilla usada para no confundir los resultados.

Recomendaciones       

Utilizar varias soluciones cotidianas para calcular el pH Usar la escala de pH adecuada a cada indicador o tirilla utilizada. Protección al manipular ácidos o bases muy fuertes. Agregar más agua a los reactivos en polvo o más espesos. Esperar unos segundos antes de observar los colores de las tirillas Lavar y secar el potenciómetro cada vez que se use en las soluciones Sujetar el electrodo del potenciómetro fijamente para no alterar el resultado.

Bibliografía Alcañiz, E. (Julio de 2011). UNIVERSIDAD DE ALCALÁ. Obtenido de El significado del símbolo pH: http://www3.uah.es/ Botto, J. (12 de Agosto de 2004). Apasionados por la Tierra. Obtenido de El jugo de repollo como indicador de pH natural: apasionadosporlatierra.com/ Garces, A. (2014). Laboratorio Químico. Obtenido de pHmetro (Medidor de pH): https://www.tplaboratorioquimico.com/ Herrera, P. (8 de Agosto de 2011). Totenart. Obtenido de Tiras medidoras de pH: https://totenart.com/ Kyrk, J. (17 de Septiembre de 2015). Universidad del Pais Vasco . Obtenido de CONCEPTO Y ESCALA DE pH: http://www.ehu.eus/

Moreira, S. (23 de Enero de 2013). Periodico Digital. Obtenido de pHmetro: http://periodicosalud.com/ Sepúlveda, M. (10 de Marzo de 2014). Escuela Juan P. Pringles. Obtenido de El pH en nuestra vida : http://server-enjpp.unsl.edu.ar/ Sosa, G. G. (12 de Octubre de 2015). Universidad Nacional Autónoma de México (UNAM). Obtenido de Indicadores de pH: http://depa.fquim.unam.mx/ Torres, J. (Agosto de 2016). Lifeder. Obtenido de sustancias neutras en pH más relevantes: https://www.lifeder.com/