Práctica 8

Tecnológico de Monterrey Campus Puebla

“Ácidos, bases y medidas de PH.”

Víctor Hugo Blanco Lozano

Equipo #2, Sesión 7

Objetivo:

 Preparar soluciones expresadas en diferentes formas de concentración y realizar diluciones de éstas. También medir pH y pOH.

Introducción:

Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias. Las disoluciones constan de dos partes, el soluto y el disolvente. El soluto va a ser la sustancia que se encuentra en menor proporción y va a ser disuelta en alguna otra mientras que el disolvente es aquella sustancia sobre la que va a ser disuelta el soluto.  Las propiedades que presentan las disoluciones van  a depender en gran medida de su concentración por lo que es  sumamente importante conocerlas para saber cómo van a actuar.  La forma más común  para expresar la concentración en una disolución es la molaridad (el número de moles de soluto disueltos en cada litro de solución). Además de la molaridad, hay otras formas para calcular su concentración, como lo son el porcentaje masa-volumen, partes por millón de la sustancia, molalidad, normalidad, etc.  

   Al igual que la concentración, cada disolución tendrá un pH diferente, esto se debe a que el pH es un indicador de que tan ácida será una sustancia. El pH se determinará en base a la cantidad de  protones (iones H⁺) que estén presentes así como de la cantidad de iones hidroxilo (OH.-) Cuando unas sustancia tiene un pH 7, esto indica que la cantidad de protones como de iones es igual, por lo que será una sustancia neutra.  Entre más tienda a alejarse del 7 y acercarse al 0, esto quiere decir que la cantidad de protones presentes será mayor y por lo tanto la sustancia será un ácido. Por lo que si una sustancia tiende a alejarse del 7 y acercarse al 14, esto reflejará que hay una mayor presencia de iones y la sustancia será una base

Procedimiento:

Debido a la gran extensión de la práctica esta vez cada quien agarró dos disoluciones e hizo los cálculos que sorprendentemente nos tomó bastante tiempo pero nos dedicamos a crear diluciones con distintos compuestos y evaluar su pH. El hecho de que lo hayamos hecho individualmente aceleró el proceso pero debido a que había sólo dos aparatos medidores de pH, el espacio se saturaba de alumnos y por lo tanto ralentizó mucho toda la práctica. Cada uno de los integrantes del equipo tomó sus cálculos, agregó lo necesario de sustancia y los diluimos en la cantidad de agua destilada necesaria. Prosiguieron midiendo los pH's de las disoluciones en el metro medidor y anotamos los resultados en la bitácora. A continuación se muestran los resultados.
      Para realizar los cálculos tuvimos que seguir las siguientes fórmulas para despejar la masa necesaria:

Al terminar de hacer los cálculos necesarios prosiguieron a hacer las disoluciones y entonces poder calcular el pH:

Disolución	Concentración	Cantidad (ml.)	pH	H+	pOH
Cloruro de sodio	2 %	250 ml.	7.52	3.01X10^-8	6.48
Dextrosa	1.5%	250 ml.	8.31	4.89X10^-9	5.69
Hidróxido de sodio	1.0 M	100  ml.	13.62	2.39X10^-14	.38
Cloruro de potasio	0.2 M	100 ml.	7.26	5.49X10^-8	6.74
Ácido clorhídrico	0.1 N	50 ml.	1.01	.0977	12.99
Ácido sulfúrico	1.5 N	50 ml.	.07	.8511	12.93
Hidróxido de amonio	0.1 N	50 ml.	10.14	7.24X10^-11	3.86
Vinagre	0.75N a 0.2 N	50 ml.	2.69	2.04X10^-3	11.31

En el experimento 2 la pareja conformada por Miguel y Aldo se adelantó a realizarla mientras Martha y José Luis seguían calculando el pH debido a la fila de alumnos esperando hacerlo. El experimento en sí era bastante sencillo y lo realizaron de manera concreta y específica. Primero se tomaron 10ml. de ácido clorhídrico (HCl) y se vertieron en un tubo de ensaye rotulado. De esa misma muestra se tomó 1ml. y se pasó a otro tubo de ensaye y se le agregaron 9ml. de agua destilada. Se agitó para revolver y se repitió el procedimiento hasta tener 4 tubos de ensaye. 
    El siguiente paso fue vertir la sustancia de los tubos de ensaye en 12 tubos pequeños, tocándole a cada tubo rotulado 3 tubos. Después utilizamos indicadores para tornar de un color las sustancias y poder evaluar así su pH basándonos en la tabla que venía en la práctica.
Los indicadores utilizados en esta parte fueron:

-Azul de bromotimol: Añadido a los primeros tubos de cada muestra.
-Naranja de Metilo: Añadido a los segundos tubos de cada muestra.
-Fenoftaleína: Añadido a los terceros de cada muestra.

Soluciones acuosas	Azul de bromotimol	Naranja de metilo	Fenoftaleína
1	Morado claro	Naranja apagado	Rojo
2	Amarillo oscuro	Blanco opaco	Rojo
3	Amarillo oscuro	Blanco opaco	Rojo
4	Amarillo orina	Blanco opaco	Rojo

Experimento 3

El equipo procedió a rotular 4 tubos de ensaye con números del 1 al 4 para poder tener un mayor control sobre las soluciones y se colocaron en una gradilla de madera. Posteriormente se tomó con una pipeta 10 mililitros de NaOH y se depósito en el tubo de ensaye con el número 1. Después se tomó un mililitro de esta solución y se depósito en el tubo de ensaye con el número 2, se le agrego 9 ml de sus destilada al tubo para llegar a los 10 ml y se revolvió para que la solución de mezclara. Se procedió a realizar los mismo pasos para los tubos 3 y 4 en dónde se tomaría 1 ml de la solución antitóxicos y de llenaría con 9 ml de agua destilada. Después se depósito tres muestras de cada tubo 1,2, 3 y 4 en tubos de ensaye hasta llenar poco menos de a mitad. A cada muestra se le agrego dos gotas de los indicadores que se muestran en la tabla y los resultados fueron los siguientes:

Soluciones acuosas	Naranja de metilo	Fenaftaleina	Jugo de arándano
1	Azul fuerte pH: 8.1- 9.3	Rosa ligero pH: 8.1- 10	Transparente con un ligero toque de verde
2	Azul fuerte pH: 8.1- 9.3	Rosa oscuro pH: 8.1- 10	Transparente con tonalidad verdosa
3	Azul fuerte pH: 8.1- 9.3	Rosa muy fuerte  pH: 8.1- 10	Incoloro
4	Amarillo pH: 11	Rosa concentrado pH: 8.1- 10	Incoloro

Como se puede observar en la tabla lo único que va cambiando en las diferentes concentraciones de la solución es la intensidad del color, el cambio radical que se notó fue en el azul de timón del tubo 4 el cual se tornó amarillo, lo cual nos dijo que esa solución era más básica a que todas las demás.

Experimento 4: preparación de indicador derivado de fruta o planta

Se coloco un pedazo de jitomate en el mortero, el cual posteriormente se trituraría se le añadiría 2.3 ml. de alcohol isopropilico. Se trituro hasta que se formará un líquido de extraño color. Posteriormente de rotularon 8 tubos de ensaye y se clocaron en a gradilla de madera. Después se le añadiría a cada uno las soluciones acuosas ácidas y básicas que se tenían en los tubos de ensaye. se le agrego la solución que ya se había preparado de jitomate y los otros indicadores que ya de habían usado el experimento anterior. Los resultados se muestran en la tabla de abajo:

Soluciones	Extracto de tomate	Azul de bromotimol	Naranja de metilo	Fenoftaleina	Arándano
KCl	Turbio rosado	Amarillo poco concentrado	Naranja claro	Blanco opaco	Rosa durazno
NaOH	Incoloro	Azul fuerte	Naranja transparentoso	Púrpura fuerte	Azul amarillento
HCl	Turbio rosado	Amarillo naranjoso	Rojo cereza	Blanco opaco	Rosa ligero
C6H12O6	Rosado	Amarillo naranja	Naranja transparentoso	Blanco opaco ligero	Rosa ligero
H2SO4	Rosado oscuro	Amarillo naranja	Rojo ligero	Blanco opaco	Rosa fuerte
NH4OH	Turbio rosado	Azul fuerte	Naranja fuerte	Púrpura fuerte	Rosa leve
NaCl	Turbio rosado claro	Amarillo orina	Rojo ligero	Blanco opaco	Rosa leve
CH3-COOH	Turbio rosado más claro	Amarillo orina	Rojo ligero	Incoloro turbio	Rosa fuerte

Extracto de tomate

Naranja de metilo

Fenoftaleina

Jugo de arándano

Como se puede observar en la tabla y en las imágenes en la parte de experimento que se usó el extracto de fruta todos las muestras tuvieron resultados similares de color rosa, el único diferente fue en una base la cual fue NaOH donde se quedó transparente la solución, lo cual nos indicó que el extracto de jitomate podía identificar bases.

En la parte donde se usó naranja de metilo se podía observa como las sustancias con un PH ácido se pintaban de un color rojo, variando en las tonalidades, mientras que las sustancias con un pH más básico se pintaban de diferentes tonos de naranja.

Con la fenoftaleina los ácidos se pintaban de un color púrpura fuerte, mientras que las bases se quedaban con un color blanco turbio. Probablemente este indicador fue el más efectivo con el que se trabajó, ya que gracias a su cambio de color tan marcado fue fácil  identificar una base de una ácido, el problema es que no varía mucho en las tonalidades entonces es difícil determinar si una sustancias es muy ácida o demasiado básica.

En el experimento donde se uso jugo de arándano todos las muestras turbión resultados similares de rosa, el único cambio muy marcado que de obtuvo fue en la muestra de NaOH donde la solución de pinto de un azul amarillento, lo cual nos dice que es un buen indicador de bases.

Por ultimo en el azul de bromotimol las bases fueron las únicas que se pintaron de azul, mientras que todas las demás soluciones se pintaron de diferentes tonos de amarillo.       

Experimento 5: Uso de indicadores para estimar el pH de los productos de uso doméstico.

El equipo procedió a colocar dos papeles tornasol rosas sobre un vidrio de reloj. Posteriormente se agregaron dos gotas de vinagre en un papel tornasol, el cual no cambio mucho de color lo que no indica que es un ácido. La segunda muestra que se agrego fueron dos gotas de NH4OH en el cual sí hubo un cambio, cambio de color rojo a color azul lo cual nos dice que la solución es una base.

Posteriormente se agrego vinagre y NH4OH en 4 tubos de ensaye cada uno, con la finalidad de que se le agregan cada uno de los indicadores usados anteriormente. Los resultados se muestran en la siguiente tabla:

Indicadores	Vinagre	NH4OH
Azul de bromotimol	Amarillo pH: 1.1- 2.9	Azul fuerte pH: 8.1- 9.3
Naranja de metilo	Rojo pH: 0.1- 4.3	Naranja pH: 0.1- 4.3
Fenoftaleina	Púrpura	Rosa fuerte pH: 8.1- 10
Extracto de tomate	Incoloro	Rosa pH: 8.1- 10

Cuestionario:

1.-El ácido clorhídrico es un ácido fuerte. Halle la concentración de H3O y OH en una solución de HCl 0.25 M.

[H3O] = -log (0.25) = 0.602059991

OH = Kw/[H3O]  = (1X10^-14)/.25   = 4x10^-14 M

pOH = 14 - 0.602059991 = 13.39794001

2.-Calcule el pH de una solución para la cual H3O es 3.4x10-3 M.

[H3O] = 3.4x10^-3 M

pH = -log (3.4x10^-3 ) = 2.46

3.-Si el pH de una solución es 4.30, calcule la concentración de H3O en la solución.

pH = 4.30

[H3O] = 10^-4.30 = 5.0118 x 10^-5 M

4.-Determine si una solución será acida, básica o neutral conociendo la sig. información:

a) pH=10.20  es básica ya que pH > 7

b) [H3O] = 3.4x10-3 M  es ácida ya que [H3O] > 10^-7

c) pOH = 2.10  es básica

d) H3O = OH  neutra

e) OH = 6.2x10-12 M   es ácida

5.- Considérese el caso de una muestra de agua de rio a la que se desea medir su concentración de carbonatos, cloruros y sulfatos. Ya que la concentración de estos iones en el agua de rio se nota muy alta como para realizar la medición directamente, normalmente se procede a diluir la muestra, antes de realizar la medición propiamente dicha.

Supóngase entonces que se toman 50 mL de la muestra original en un matraz aforado y se diluyen a 500 mL de agua destilada. Luego de homogeneizar la disolución recién preparada, se toman 20 mL de esta disolución en un matraz aforado y se diluyen nuevamente en un matraz aforado a 500 mL con agua destilada. Si posteriormente se realizan las determinaciones sobre la segunda disolución y se encuentra que en ellas las concentraciones de calcio, cloruro y magnesio son respectivamente 25, 95 y 55 ppm ¿Cuál será entonces la concentración de estos elementos en la muestra original?

Se pueden nombrar las disoluciones para distinguirlas, así que la primer disolución será A y la segunda será B.

El %volumen/volumen de la primera disolución es de 10%, y para la segunda disolución el  %volumen/volumen es de 4%, de esta manera si tiene que en los 20 ml extraídos de la primera disolución, solo habrá 0.4 ml de la muestra original.

%v/v = volumen soluto/ volumen de solución

Solución A = 50 ml/500 ml = 10% = 1 ml de solución original

Solución B = 20 ml/500 ml = 4% = 0.4 ml de solución original

Para obtener las partes por millón se utiliza

mg = (ppm)(litros de solución)

mg = (25)(0.5) = 12.5 mg de Calcio

mg = (95)(0.5) = 47.5 mg de cloruro

mg = (55)(0.5) = 27.5 mg de Magnesio

Las concentraciones originales son:

3437.5 mg de Magnesio

5937.5 mg de cloruro

1562.5 mg de Calcio

6.- Suponga que un vertimiento de aguas negras residuales de 10 litros por segundos que contiene 525 mg/L de ion cloruro descarga a un cauce receptor de 85 litros por segundo que contiene 10 mg/L de ion cloruro. Calcule cuál será el efecto sobre el cuerpo de aguas receptor.

La cantidad de concentración de los desechos vertidos es de 52.5 ppm por segundo para el ión cloruro (descarga) y de 0.11 ppm para el cuerpo receptor.

7. a) Cual será el volumen de agua que se debe agregarse a 500 ml de una solución 1.5M de NaOH para hacerla 0.250 M

V₁M₁ = V₂M₂

Donde

V₁ = 500 ml

M₁ = 1.5 M

V₂ = ?

M₂ = 0.250 M

V₂ = V₁M₁/M₂ = (500 ml)(1.5 M)/(0.250 M) = 3000 ml

b) Una solución de NaOH concentrada está al 19.3 M y tiene una densidad de 1.53 g/ml. ¿Cuál es el porcentaje en masa de la solución?

Peso molecular=39.99  V1= 1 litro de solución
m=771.80grs./1.53gr/ml = 504.44ml   = 1000m.l.=100%

                                                              504.44ml.= 50.44%

8. Preparar 250 mL de disolución 0,1 M de CuSO4, partiendo del comercial: CuSO4 . 5 H2O. ¿ Cuánto se debe pesar de reactivo hidratado?

.1M= m/ peso molecular*litros de solución

Peso molecular= CuSO4 + 5 H2O= 249.50

m= .1*249.50*.250= 6.23 grs.

9.- ¿Cuántos litros de agua oxigenada al 30% deben combinarse, con cuántos litros de agua oxigenada al 5%, para obtener 25 litros de una solución de agua oxigenada al 15%?

C1V1+C2V2=C3V3

C1=30%

C2=5%

C3=15%

V3=25 lts

V1+V2=25 lts.                  30(25-V2) f+ 5V2= 375

                                           V2= 15 lts.

V1= 25-V2                         V1=10 lts.

Conclusión:

Esta práctica nos permitió como equipo conocer como calcular la concentración de una sustancia ya no solo de forma teórica, sino el poder aplicarla en un experimento para poder determinarla.  A su vez, el poder trabajar con diferentes indicadores para poder determinar la diferente alcalinidad de las sustancias fue sumamente importante para poder reafirmar el concepto de como trabaja el pH en diferentes sustancias.

Referencias:

http://www.sciencegeek.net/APchemistry/APtaters/pHcalculations.htm

Lenntech. (11 de Febrero de 2013). Obtenido de www.lenntech.es/ph-y-alcalinidad.fa

Química explicada. (11 de Febreo de 2013). Obtenido de http://quimica-explicada.blogspot.mx/2010/08/las-disoluciones-quimicas.html

Unidad Docente Basica Quimica. (11 de Febrero de 2013). Obtenido de http://www.udbquim.frba.utn.edu.ar/material/DISOLUCIONES.htm

* H. Brown, Glenn. . "Química cuantitativa". España: Reverté, 1977.

* Anónimo. . ""pH, neutralización y equilibrio ácido base". "Facultad de ingeniería. 11 de noviembre 2012. Universidad de la Patagonia. 10 de febrero de 2013 http://www.ing.unp.edu.ar/asignaturas/quimica/problemas_pdf/tpn8_eq_ionico.pdf.

* Angeles Méndez. "Cálculo de pH. "La Guía. 18 de mayo de 2010. Particular. 10 de febrero de 2013 http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/calculo-de-ph.