Indicadores de pH


Ácidos y Bases: Indicadores de pH
Resumen: la práctica realizada consiste en la ilustración de compuestos ácidos y básicos que se pueden obtener en el mercado común y algunos compuestos realizados en el laboratorio. Por el cual también se estudia los equilibrios ácido-base de diferentes indicadores, naturales o sintéticos, los cuales son indispensables para el estudio de pH en muchasprácticas de laboratorio. Por su obviedad es necesario el estudio realizado sobre el concepto de pH y diferentes instrumentos en su aplicación, ya sea el pHmetro, papel tornasol o los mismos indicadores.

Resultados y Observaciones:
Cuadro I: pH de muestras caseras y disoluciones de laboratorio con pHmetro y papel universal.
Sustancia
pHmetro
Papel Universal
HCl 0,001M
2.50
3
NaOH 0,001M
10.5311
Vinagre
3.11
3
Jugo limón
2.54
2
Jugo naranja
3.86
4
Leche
6.34
6
Alka-Seltzer
7.44
8
Polvo hornear
7.67
8
Coca-Cola
2.70
2
Cloro
11.47
9
Galleta soda
7.38
7
Jabón líquido
10.3
5-6
Observación. Estos datos son de toda la clase en conjunto.
Cuadro II: Efecto del pH en el indicador sintético, fenolftaleína.
Sustancia
Fenolftaleína
HCl 0.001MIncoloro-incoloro
NaOH 0.001M
Incoloro-rosado
Vinagre
Incoloro-incoloro
Jugo de limón
Amarillo-incoloro
Leche
Permanece blanca
Alka-Seltzer
Incoloro-rosado
Leche Magnesia
Blanca-rosado
Cloro
Incoloro-incoloro

Cuadro III: Efecto del pH en el indicador sintético, rojo de metilo.
Sustancia
Rojo de metilo
HCl 0.001M
Incoloro-fucsia
NaOH 0.001M
Incoloro-amarillo
Vinagre
Incoloro-fuscia
Jugode limón
Amarillo-fuscia
Leche
Blanca-anaranjado
Alka-Seltzer
Incoloro-amarillo
Leche Magnesia
Blanca-azul
Cloro
Incoloro-incoloro

Cuadro IV: Efecto del pH en el indicador sintético, azul de bromotimol.
Sustancia
Azul de bromotimol
HCl 0.001M
Incoloro-amarillo
NaOH 0.001M
Incoloro-azul
Vinagre
Incoloro-amarillo
Jugo de limón
Amarillo-amarillo
Leche
Blanca-amarilloAlka-Seltzer
Incoloro-azul
Leche Magnesia
Blanca-amarillo
Cloro
Incoloro-incoloro
Observación: los cuadros II, III y IV fueron realizados por parejas, utilizando las muestras de la mesa completa.
Cuadro V: Valoración de vinagre con NaOH 0,1M e indicador fenolftaleína.
Volumen Vinagre
2ml
Volumen NaOH
5.60ml
Cambio de color
Incoloro-fucsia
Observación: se realizó una valoración por mesa.Cálculo:
Cuadro VI: Efecto del pH en los indicadores naturales, brócoli.
Sustancia
Extracto de brócoli
Alka-Seltzer
Verde oscuro
Leche
Verde pastel
Vinagre
Verde oscuro
Magnesio
Verde claro pastel
Jugo de limón
Verde claro
Cloro
Incoloro
Observación: no se dio ningún cambio de color notorio.
Cuadro VII: Utilización de “Chamalleon Balls” en indicación de disoluciones.
DisoluciónCambio de color
HCl 0.001M
Azul-rosado(lila)
NaOH 0.001M
Azul-celeste(turquesa)
Observación: las bolitas no se lograron hacer, más la mezcla de las mismas si sufrió el cambio de color.
Discusión:
Esta práctica se basó en la medición de pH, esto con el fin de distinguir una disolución básica, ácida o en algunos casos neutra. Se realizaron mediciones con el pHmetro, este aparato posee doselectrodos que al ser colocados en una disolución producen una diferencia de potencial que dependen del pH. (Barrow, 1975). Esta es una forma muy confiable de conseguir una lectura de pH y su precisión es alta.
Los indicadores sintéticos son otra forma de leer el pH de una disolución, en esta práctica utilizamos tres de estos indicadores los cuales son la fenolftaleína, rojo de metilo y azul debromotimol, como los muestra Heredia, 2005:

Figura 1. Equilibrio ácido-base en la fenolftaleína.
Figura 2. Equilibrio ácido-base en el rojo de metilo.
Figura 3. Equilibrio ácido-base del azul de bromotimol.
Como podemos darnos cuenta Heredia nos muestra el cambio estructural que se da, en estos indicadores y lo que provoca el cambio de color de acuerdo al estado básico o acido en el que se...