Liboros

Alumnos: Edwin Eduardo Flores Sánchez, Arturo Alexis Islas Moreno, Miguel Ángel Espinoza Pescador, Vanesa Abigail Azpeitia Hernández, Cristian Antonio Díaz Ramírez.

Materia: Modulo ll Sub l

Profesor: José Luis Mendoza Arizmendi

Tema: Practica del “PH”

Grupo: 3 AM





INTRODUCCIÓN.
La mayoría de la gente sabe que el pH es un valor variable entre 0 y 14 que indicala acidez o la alcalinidad de una solución. Y, además, conoce que el mantenimiento del pH apropiado en el flujo del riego ayuda a prevenir reacciones químicas de fertilizantes en las líneas, que un valor de pH elevado puede causar obstrucciones en los diferentes componentes de un sistema de fertirrigación debidas a la formación de precipitados, que un adecuado pH asegura una mejor asimilabilidadde los diferentes nutrientes, especialmente fósforo y micronutrientes, etc.

Simplificadamente, podemos afirmar que las sustancias capaces de liberar iones hidrógeno (H+) son ácidas y las capaces de ceder grupos hidroxilo (OH-) son básicas o alcalinas. De este modo, el ácido nítrico, al adicionarlo al agua se ioniza aportando iones hidrógeno o protones a la solución.
HNO3 NO3- + H+
El aguapuede comportarse como un ácido o como una base:
H2O H+ + OH-
Las letras pH son una abreviación de "pondus hydrogenii", traducido como potencial de hidrógeno, y fueron propuestas por Sorensen en 1909, que las introdujo para referirse a concentraciones muy pequeñas de iones hidrógeno. Sorensen, por tanto, fue el creador del concepto de pH, que se define como el logaritmo cambiado de signo de laactividad de los iones hidrógeno en una solución:
pH = -log |H+|
OBJETIVO
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 algunosindicadores 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 porel 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 incómodashasta 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.


MATERIAL Y METODOS
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:
Anaranjado de metilo
Rojo de metilo
Azul debromotimol
Fenolftaleina
Verde de bromocresol
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 seprocedió 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....