Ph - Quimica

TITULO: DETERMINACION DE PH Y POH EN DIFERENTES MUESTRAS

OBJETIVOS:

1. Utilizar el pH de una solución para calcular la concentración de iones hidrógeno y iones hidroxilo.

2. Aplicar los valores de PH en el cálculo de las constantes de ionizaciòn de ácidos y bases débiles.

FUNDAMENTO TEORICO
Ya que las concentraciones de los iones H+ y OH- con frecuencia son números muy pequeños y,por lo tanto, es difícil trabajar con ellos, Sore Sorensen propuso en 1909, una medida más practica denominada pH. El pH de una solución se define como el logaritmo negativo de la concentración del Ion Hidrogeno (en mol/L):

Curvas de Titulación:
Cuando examinamos una reacción para determinar si se puede utilizar para una titulación, es instructivo construir una curva de titulación. Para lastitulaciones ácido-base, una curva de titulación consiste en graficar el pH (o el pOH) contra los mililitros de titulante (gasto). Estas curvas son muy útiles para juzgar la factibilidad de una titulación y para seleccionar el indicador adecuado.
Para la Titulación ácido fuerte-base fuerte en solución acuosa, los ácidos y las bases fuertes se encuentran totalmente disociados. Por lo tanto, el pH alo largo de la titulación se puede calcular directamente de las cantidades estequiométricas de acido y base que van reaccionando. En el punto de equivalencia el pH esta determinado por el grado de disociación del agua; 25ºC el pH del agua pura es de 7.00 (agua neutra).
En el Laboratorio, el pH de una disolución se mide con el potenciómetro en forma exacta o con el papel indicador universal demanera aproximada.

Tabla 7.cambio de color de los indicadores a diferentes intervalos de pH.

Indicador | Color | Intervalo de pH |
| En medio | En básico | |
Rojo de metilo | Rojo | Amarillo | 4,2 – 6,3 |
Azul de bromotimol | Amarillo | Azul | 6,0 – 7,6 |
Fenolfaleína | Incoloro | Rosa intenso | 8,3 – 10,0 |

pH y pOH

Soren Sorensen definió el concepto de pH para facilitar eltrabajo con las concentraciones de iones H3O+, que son cantidades muy pequeñas en disoluciones acuosas y son exprersadas en potencias negativas de diez. Sorensen propuso:
pH = - log [H3O+]/ 1 mol/l; la expresión 1 mol/l se hace para eliminar las unidades. Por lo tanto se abrevia:
pH = -log [H3O+] o más comunmente como pH = -log [H+].

Si [H+] > 10^-7, el pH < 7 y la solución es ácida.Si [H+] = 10^-7, el pH es = 7 y la solución es neutra
Si [H+] < 10^-7, el pH > 7 y la solución es básica.

El pOH = -log [OH-]
La escala de pH comienza en 0 y termina en 14; la escala de pOH es inversa, cuando pH =0, pOH =14
cuando pH=14, pOH=0, y cuando pH = 7, pOH =7.

Relación entre pH, pOH y pKw:
Kw = [H][OH], se aplica logaritmo:
logKw = log ([H][OH]) = log [H] + log [OH], semultiplca por -1 y se obtiene:
-log Kw = - (log [H]) + (- log[OH])
si pKw = -logKw, entonces:
pKw = pH + pOH
Dado que pKw= -log (1x10^-14), entonces:
pH + pOH = 14

MATERIALES y METODOS:

a) MATERIALES
* Potenciómetro o pH-metro de Laboratorio
* Agitador magnético
* Gradilla
* Tubos de ensayo
* Pipeta graduada de 10 y 25ml
* Vasos de precipitado de 50ml y 100ml* Piceta
* Matraz erlenmeyer de 250ml
* Bureta de 25ml
* Mortero y pilón
* Cuchillo y espátula
* Colador de plástico
* Tabla de picar verduras
* Licuadora

b) REACTIVOS
* Acido clorhídrico, HCI, 1M
* Hidróxido de sodio, HaOH, 1M
* Buffer fosfato
* Agua potable
* Zumo de uva
* Zumo de tomate
* Zumo de camucamu
* Pulpa de cocona roja
* Zumo de limón
* Muestra de una bebida carbonatada (coca cola)
* Leche de magnesia
* Sal de Andrews
* Fenolfaleina
* Rojo de metilo
* Azul de bromotimol
* Agua destilada
* Papel indicador universal con escala para comparación


PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO 1....