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• CRISTIAN DANIEL ORTEGA SANCHEZ

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LABORATORIO DE INDICADOR UNIVERSAL DE pH

Jegni Gutiérrez Plata, Linda López Diaz Cristian Ortega Sánchez (Estudiantes)

Yolis De La Hoz (Docente)

Universidad de la Guajira Facultad de ciencias básicas y aplicadas Programa de biología Análisis químico Riohacha – La Guajira 2020

Introducción Los indicadores de pH son sustancias orgánicas ácidos o básicas débiles, que tienen la propiedad de cambiar de color. En presencia de un ácido, mostrara un color y en presencia de una base, mostrara otro, indicando la mayor o menor concentración de hidrogeno.

Generalmente son agentes colorantes orgánicos. El carácter acido está dado por la concentración de H +. Se llama zona de viraje de un indicador, al intervalo de PH en el que se produce el cambio de color del indicador. La teoría Oswald explica la zona de viraje de los indicadores basándose en la propiedad del ojo humano que solo percibe una forma coloreada, lo que explica que la zona de viraje de un indicador abarque, aproximadamente, dos unidades de PH, que explica que la zona de viraje de un indicador, de pH. Un indicador universal es una solución formada por una mezcla de compuestos que presentan comportamiento de indicador acido-base; permite medir la acidez o alcalinidad de un medio con el cambio de color al cambiar el PH de la disolución en un rango que va del 1 al 14. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o deprotonación de la especie de interés. Es posible apreciar un cambio de color cuando la concentración del componente acido es el menos 10 veces superior a la del componente básico o viceversa.

Objetivos General ✓ Comprender la distribución universal e importancia de ácidos y bases.

Específicos. ✓ Determinar el pH de diferentes disoluciones ✓ Comprender como funciona un indicador de pH.

Recursos.

✓ Cuaderno. ✓ Lápiz. ✓ Borrador. ✓ Guías de laboratorio. ✓ Material de apoyo. ✓ Celular.

Justificación En este proceso experimental se puso en práctica el indicador universal del pH, es decir la cantidad de hidrogeno que existe en una solución. Así, las diferentes sustancias con la que podemos entrar en contacto poseen un nivel de pH diferenciado que los caracteriza y que los hace especialmente útiles o beneficiosos para determinados casos. Cabe resaltar que habitualmente, se utilizan como indicador químicas que cambian su color al cambiar el pH de la disolución. El uso de indicadores de pH en la industria de los alimentos es de suma importancia, y su objetivo principal son evitar la contaminación del medio ambiente y garantizar que el producto final que se ofrece al consumidor esté libre de microorganismo que pueda provocar algún daño al consumidor. Por eso es importante conocer el nivel de acidez o basicidad de los productos y meterías que se utilizan para la producción alimentos. Estos valores (acidez o basicidad) nos sirven para conocer e incrementar el tiempo de la conservación del producto. Por eso es de suma importancia medir y controlar el pH en la: industria, agricultura, sector alimenticio y la química.

Marco Teórico Los indicadores de pH son sustancias que permiten medir el pH de un medio, habitualmente se utilizan como indicador de las sustancias químicas que cambian su color al cambiar el pH de una disolución, el cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la pronotación o despronotación de la especie.

¿Por qué cambia de color? Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de una unidad arriba y otra abajo de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

Indicadores de pH más usados en el laboratorio de química:

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Amarillo de metilo: es un compuesto orgánico, su nombre químico es Dimetilazobenceno y su fórmula química es C14H15N3; en solución acuosa a pH bajo, el amarillo de metilo aparece rojo. Entre pH 2.9 y 4.0, el amarillo de metilo experimenta una transición, para volverse amarillo por encima de pH 4.0.

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Azul de bromofenol: es un compuesto orgánico usado en análisis de laboratorio como indicador de pH, su nombre químico es tetrabromofenol sulfonftaleína y su fórmula química es C19H10Br4O5S; Como indicador ácido-base, su rango útil se sitúa entre pH 3,0 y 4,6. Cambia de amarillo a pH 3,0 a azul a pH 4,6; esta reacción es reversible.

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Fenolftaleína: es un indicador de pH que en disoluciones ácidas permanece incoloro, pero en disoluciones básicas toma un color rosado con un punto de viraje entre pH=8,2 (incoloro) y pH=10 (magenta o rosado). Su fórmula química es C₂₀H₁₄O₄.

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Tornasol: es uno de los más conocidos indicadores de pH. Suministrado en una solución o pintura violeta normalmente, se torna de color rojo-anaranjado en contacto con compuestos ácidos, debajo de un índice de pH de 4,5 (de ahí su nombre) y oscurece solo ligeramente con los alcalinos (por encima de un pH de 8,5), por lo que a veces suele emplearse tornasol al que se le ha añadido ácido clorhídrico para identificar bases.

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Indicador universal: es un indicador de pH hecho de una solución de varios compuestos que exhibe varios cambios de color suaves en un amplio rango de valores de pH para indicar la acidez o alcalinidad de las soluciones. Componentes presentes en los indicadores universales

Colores del indicador universal

Procedimiento. Primeramente, se ingresó en el link del blog del laboratorio virtual, se visualizaron 13 tubos de ensayo que contenían diferentes sustancias, y un indicador de pH, en este caso se trató de el indicador universal, se procedió a introducir este indicador dentro de cada sustancia, para poder determinar su pH y compararlo con la escala que esta en la parte superior derecha del blog.

Antes de usar el indicador.

Después de usar el indicador

Tabla de datos de pH. Nombre

Coloración con el indicador

pH aproximado

Tipo de sustancia

Jugo gástrico

Rosado fuerte

1

Acida

Jugo de limón

Coral

2

Acida

Agua fuerte

Rojo

0

Acida

Orina

Beige

6

Acida.

Agua de mar

Verde militar

8

Alcalina

Vinagre

Naranja claro

3

Acida

Disolución de

Marrón

9

Alcalina

Amoniaco

Azul rey

11

Alcalina

Jugo de tomate

Naranja

4

Acida.

Agua Pura

Verde claro

7

Neutra

Agua jabonosa

Azul oscuro

12

Alcalina

Café

Amarillo mostaza

5

Acida

Leche de magnesia

Azul claro

10

Alcalina

hidrogenocarbonato

Tabla 1: Datos resultantes de la práctica de laboratorio, luego de determinar su pH

Tabla de datos para diagrama.

Sustancia

PH

Jugo gástrico

1

Jugo de limón

2

Agua fuerte

0

Orina

6

Agua de mar

8

Vinagre

3

Disolución de hidrogenocarbonato

9

Amoniaco

11

Jugo de tomate

4

Agua Pura

7

Agua jabonosa

12

Café

5

Leche de magnesia

10

Tabla 2: Datos necesarios para la construcción del diagrama de barras Grafica.

Grafica 1: Diferencia de valores para cada una de las sustancias.

Conclusión En esta práctica se lograron los objetivos planteados determinado el pH en ácidos y bases de las disoluciones, diferenciando la variedad de colores y señalando cuales son acidas básica y neutras. En esta práctica nos hemos dado cuenta que podemos saber el pH de una sustancia cualquiera gracias al color resultante de la mezcla entre esa sustancia y un indicador, tanto sea natural como sintético.

Referencias bibliográficas. Eugene L. Opie. The Pathogenesis of Tumors of the Liver Produced by Butter Yellow. The Journal of Experimental Medicine, Vol 80, 231-246, 1944

Gustavo Gomez Sosa Facultad de Quimica UNAM QUÍM ICA ANALÍTICA I CLAVE 1402 Grupo 13, s emes tre 2010-1 Indicadores de pH

Webgrafías. https://labovirtual.blogspot.com/2012/02/indicador-universal-de-ph.html https://phet.colorado.edu/sims/html/ph-scale/latest/ph-scale_es.html https://phet.colorado.edu/sims/html/ph-scale/latest/ph-scale_es.html