Ph En Alimento

UNIVERSIDAD NACIONAL FEDERICO VILLARREAL

FACULTAD DE OCEANOGRAFÍA, PESQUERÍA, CIENCIAS ALIMENTARIAS Y ACUICULTURA

ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERÍA ALIMENTARIA

GUIA DE PRACTICA NO 6

TEMA: MEDIDA DE pH

SECCIÓN: 2do año "B"

ASIGNATURA: ANALISIS QUIMICO- LABORATORIO

DOCENTE: Ing. Encinas Príncipe Luis

ALUMNOS:

• Sanchez Morales , Gonzalo

• Vasquez Diaz, Christian

• Villanueva Valverde , Hilmmer

Miraflores 19 de junio 2013

GUIA DE PRACTICA N0 6

Medida de pH

I. OBJETIVOS

Preparar soluciones con diferentes concentraciones de [H+] para el rango acido y básico.

Conocer las diferentes formas de determinar pH.

Medir el pH en muestras diferentes.

II. FUNDAMENTO

Se basa en el equilibrio ionico (acido-base) de las sustancias en solucion acuosa y en la auto-ionizacion del agua.

III. MARCO TEORICO

¿Qué es el pH?

Cuando se habla de la regulación del equilibrio ácido-base, se habla en realidad de la regulación de la concentración de iones hidrógenos [H+] en los líquidos corporales. Pero esto resulta difícil expresar esta concentración en términos de concentraciones reales; en consecuencia se ha introducido el concepto de pH para expresar la concentración de los iones hidrógenos.

La escala de pH

La concentración molar de H+ (ac) es una disolución acuosa es por lo común muy pequeña. En consecuencia, y por comodidad, [H+] se expresa habitualmente en términos del pH, que es el logaritmo negativo de base 10 de [H+].

Medición del pH

Para medir el pH de una disolución podemos emplear dos métodos, en función de la precisión con que queramos hacer la medida.

Para realizar medidas del pH que no necesiten ser muy precisas se utilizan unas sustancias llamadas indicadores, que varían reversiblemente de color en función del pH del medio en que están disueltas. Se pueden añadir directamente a la disolución o utilizarlas en forma de tiras de papel indicador.

Para realizar medidas exactas se utiliza un pH-metro, que mide el pH por un método potenciométrico.

Los Indicadores:

Los indicadores suelen ser ácidos o bases débiles que se caracterizan porque su molécula neutra tiene un color diferente al dela forma iónica. Por lo general, este cambio de color obedece a que la pérdida o ganancia de un H+ por parte del indicador provoca una reorganización interna de los enlaces.

La Fenolftaleína, por ejemplo, se comporta como un ácido débil que se disocia de la siguiente forma:

En medio ácido, el equilibrio está desplazado hacia la izquierda, ya que el indicador capta los H+ en exceso, con lo cual predomina la forma incolora. En medio alcalino, los OH- libres consumen los H+ y el equilibrio se desplaza hacia la derecha con lo cual aparecerá la forma coloreada del indicador.

El pH-metro

Realiza la medida del pH por un método potenciométrico .Este método se basa en el hecho de que entre dos disoluciones con distinta [H+] se establece una diferencia de potencial. Esta diferencia de potencial determina que cuando las dos disoluciones se ponen en contacto se produzca un flujo de H+, sino que se compara el pH de una muestra con el de una disolución patrón de pH conocido.

Para ello se utiliza un electrodo de pH. Cuando el electrodo entra en contacto con la disolución se establece un potencial a través de la membrana de vidrio que recubre el electrodo. Este potencial varía según el pH. Para determinar el valor del pH se necesita un electrodo de referencia, cuyo potencial no varía. El electrodo de referencia puede ser externo o puede estar integrado en el electrodo de pH.

Indicadores:

Fenolftaleína:

Es un indicador de pH que en soluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de bases se torna rosa o violeta. Es un sólido blanco, inodoro que se forma principalmente por reacción del fenol, anhídrido ftálmico y ácido sulfúrico (H2SO4); sus cristales son incoloros.

El cambio de color está dado por la siguiente ecuación química: H2Fenolftaleína Ácido Incoloro↔Fenolftaleína2-AlcalinoRosa↔Fenolftaleína (OH)3 Muy Alcalino Incoloro, NO ES SOLUBLE EN AGUA, con lo que normalmente se disuelve en alcohol para su uso en experimentos. La fenolftaleína es un ácido débil que pierde cationes H+ en solución. La molécula de fenolftaleína es incolora, en cambio el anión derivado de la fenolftaleína es de color rosa. Cuando se agrega una base la fenolftaleína (siendo esta inicialmente incolora) pierde H+ formándose el anión y haciendo que tome coloración rosa.

Anaranjado de metilo

Naranja de metilo es un colorante azoderivado, con cambio de color de rojo a naranja-amarillo entre pH 3,1 y 4,4. El nombre del compuesto químico del indicador es sal sódica de ácido sulfónico de 4-Dimetilaminoazobenceno.

IV. PARTE EXPERIMENTAL

4.1. MATERIALES

• Tubo de ensayo

• Pipetas

• Beackers

• Piscetas

• Bombillas

4.2. REACTIVOS /MUESTRA Y/O INSUMOS

 Solución de HCl 0.1 M

 Solución de NaOH 0.1 M

• fenolftaleína

• anaranjado de metilo

• agua destilada

4.3. PROCEDIMIENTO:

PREPARACIO DE SOLUCIONES PARA RANGO ACIDO

[H+] = 10-1 M a 10-7 M

1. En un tubo de ensayo vierta 5ml de HCl 0.1 M. Marque como [H+]= 0.1 M

2. Con una pipeta tomar 0.5 ml de la solución anterior y vierta en otro tubo de ensayo, adicione 4.5 ml de agua destilada. Mezcle y rotule como [H+]=0.01 M.

3. De manera similar diluir la solución anterior mezclar y marcar el tubo como [H+]= 0.001 M.

4. Proseguir con el procedimiento hasta llegar a la concentración de [H+] =10-7

5. Una vez completada las disoluciones

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