Informe De Laboratorio Reconocimiento Del Ph

Reconocimiento del pH

AIDA ALICIA ALVAREZ PALACIOS

Práctica de Laboratorio

CURSO FISICO’QUIMICA

CICLO IV

TURNO MAÑANA

AÑO 2015

A MIS COMPAÑEROS

CONTENIDO

INTRODUCCION

OBJETIVOS

MARCO TEORICO

MATERIALES

PROCEDIMIENTO

RESULTADOS

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFIA

INTRODUCCION

Al disolver en agua un ácido o una base se forman iones hidronio, H3O+, o iones hidróxilo, OH-, que dan lugar al carácter ácido o básico de la disolución. No obstante, debido a la autoionización del agua, existen siempre en ella estos dos iones y de manera que a 25ºC se cumple [H3O+] [OH-] = 10-14 (cuya constante del producto iónico no se modifica sensiblemente por la presencia en el agua de cualesquiera otras substancias ácidas, básicas o indiferentes disueltas) por lo cual, la disolución es ácida si predominan los iones H3O sobre los iones OH-, es alcalina si los iones OH- los que predominan sobre los iones H3O y es neutra cuando la concentración de estos des iones es la misma.

Disolución neutra: [H3O+] = [OH-] = √(〖10〗^(-14) )=〖10〗^(-7)

Disolución ácida: [H3O+] > [OH-], o sea [H3O+] > 〖10〗^(-7) y [OH-] < 〖10〗^(-7)

Disolución básica: [H3O+] < [OH-], o sea [H3O+] < 〖10〗^(-7) y [OH-] > 〖10〗^(-7)

La concentración de los iones hidronio e hidróxilo de las disoluciones acuosas tiene una gran importancia pues su valor significativo en muchos procesos químicos y biológicos regulados por una concentración de iones H3O+ característica, que solo puede variar entre límites muy restringidos. En realidad, la variación de la concentración de iones H3O+ (la de los iones OH-, varía inversamente puesto que [OH-] = Kw/ [H3O+]) puede tener lugar en un intervalo enorme. En una disolución molar de ácido clorhídrico, supuesto totalmente ionizado y disociado, [H3O+] = 1 y [OH-] = 10 -14 , y en una disolución molar de sosa cáustica supuesta también completamente disociada, [OH-] = 1 y [H3O+] = 10-14, por lo que de una a otra disolución la concentración de iones H3O+ y la de iones OH varía de 1 a 100 billones. Para expresar la concentración de iones H3O+ (generalmente muy pequeña) en forma más sencilla que mediante una potencia de 10 con exponente negativo, y para que su variación quede dentro de una escala mas reducida, Sorensen estableció (1909) su notación en la escala pH. El pH es el logaritmo con signo cambiado de la concentración de iones hidronio, lo que es lo mismo el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidronio; esto es

pH = - log [H3O+] = log 1 / [H3O+]

En una disolución neutra, [H3O+] = 10-7, el pH es igual a 7, en disolución ácida, [H3O+] > 10-7, el pH será menor que 7 y en disolución alcalina [H3O+] < 10-7, el pH será mayor que 7. Cuando mas alejado de 7 sea el pHde una disolución. Mayor será su carácter ácido (pH = 0, 1, 2) o alcalino (pH=14, 13, 12). Un pH de 6 indica una disolución ligeramente ácida y un pH de 8 una disolución débilmente alcalina.

Entonces lo que vamos a realizar con esta experiencia, es ver la característica de acidez o alcalinidad de sustancias de uso común, otras mas específicas y una que varía con el tiempo.

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OBJETIVOS

GENERAL.

El objetivo principal de este laboratorio es relacionar algunos de los conceptos y técnicas aprendidos en clase sobre reacciones químicas en soluciones acuosas, aplicando técnicas de medición de pH e identificación de ácidos y bases

ESPECIFICOS

Conocer el grado de alcalinidad y acidez de unas muestras de sustancias de uso común y de laboratorio.

Aprender el funcionamiento del PH-metro en las muestras.

Determinar la acidez o la alcalinidad de alguna muestra en PH, de manera aproximada por medio de indicadores. 

MARCO TEORICO

PH, término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. El término (del francés Pouvoir hydrogène, 'poder del hidrógeno') se define como el logaritmo de la concentración de iones hidrógeno, H+, cambiado de signo:

pH = -log [H+]

donde [H+] es la concentración de iones hidrógeno en moles por litro. Debido a que los iones H+ se asocian con las moléculas de agua para formar iones hidronio, H3O+, el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.

En agua pura a 25 °C de temperatura, existen cantidades iguales de iones H3O+ y de iones hidróxido (OH-); la concentración de cada uno es 10-7 moles/litro. Por lo tanto, el pH del agua pura es -log (10-7), que equivale a 7. Sin embargo, al añadirle un ácido al agua, se forma un exceso de iones H3O+; en consecuencia, su concentración puede variar entre 10-6 y 10-1 moles/litro, dependiendo de la fuerza y de la cantidad de ácido. Así, las disoluciones ácidas tienen un pH que varía desde 6 (ácido débil) hasta 1 (ácido fuerte). En cambio, una disolución básica tiene una concentración baja de iones H3O+ y un exceso de iones OH-, y el pH varía desde 8 (base débil) hasta 14 (base fuerte).

El pH de una disolución puede medirse mediante una valoración, que consiste en la neutralización del ácido (o base) con una cantidad determinada de base (o ácido) de concentración conocida, en presencia de un indicador (un compuesto cuyo color varía con el pH). También se puede determinar midiendo el potencial eléctrico que se origina en ciertos electrodos especiales sumergidos en la disolución.

Un indicador es una sustancia natural o sintética que cambia de color en respuesta a la naturaleza de su medio químico. Los indicadores se utilizan para obtener información sobre el grado de acidez o pH de una sustancia, o sobre el estado de una reacción química en una disolución que se está valorando o analizando. Uno de los indicadores más antiguos es el tornasol, un tinte vegetal que adquiere color rojo en las disoluciones ácidas y azul en las básicas. Otros indicadores son la

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