DETERMINACIÓN CALORIMÉTRICA DEL pH

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Para esta experiencia se pretenden recrear distintos estados de los fundamentos antes mencionados mediante de las reacciones que serán descritas en el siguiente informe.

Resultados y discusión

Durante la experiencia se llevaron a cabo varias pruebas cualitativas con diferentes soluciones y así mismo con diferentes indicadores que determinaban si la solución era acido o base.

Prueba #1

Para la primera prueba se tomó una solución inicial de HCl de 1M determinando a través de distintas ecuaciones que esta debía ser diluida para obtener los distintos pH requeridos tal como se muestra en el siguiente esquema.

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Esquema 1: procedimiento dilución.

El procedimiento anterior fue repetido varias veces hasta completar 6 tubos de ensayo, con distintas concentraciones; todas estas eran incoloras. Al momento de escoger el indicador de pH que iba a ser agregado a las soluciones de HCl, se tuvo en cuenta la siguiente información:

Nombre

Intervalo pH

Azul de bromofenol

3,0 – 4,6

Anaranjado de metilo

3,1 – 4,4

Rojo de metilo

4,2 – 6,2

Azul de bromotimol

6,0 – 7,6

Fenolftaleína

8,0 – 9,8

Amarillo de alizarina

10,1 – 12,0

Tabla 2. Intervalos pH indicadores.

Debido a que las soluciones tenían HCl decidimos escoger el anaranjado de metilo, lo que nos permitiría observar las distintas coloraciones que arrojaría el indicador para así determinar la acidez de las soluciones presentes en cada tubo de ensayo. Se le agregaron 5 gotas a cada tubo arrojando las siguientes coloraciones:

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Figura 1. Soluciones HCl+ naranja de metilo.

Al momento de observar las coloraciones arrojadas fue posible determinar cualitativamente que las soluciones tenían un pH de 1 a 6. A partir del cuarto tubo de ensayo que cuenta con un pH de 4 se mantuvo el mismo color debido a que ese intervalo de pH llega hasta 4,4 aproximadamente de ahí en adelante se mantendrá el mismo naranja-amarillo.

Por otro lado, al momento de poner a reaccionar HCl con agua, ocurre una reacción haciendo que el ácido clorhídrico se disocie completamente, tal como se muestra en la siguiente reacción:

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En esta reacción no es posible calcular la constante Ka debido a que el HCl es un ácido muy fuerte el cual se disocia por completo y no permite que haya un equilibrio en la reacción.

Prueba #2

Para la segunda prueba, se tomaron 250 ml de H20, los cuales fueron mezclados con 1g de NaOH para generar una solución de NaOH, la cual iba a ser diluida de la misma manera que en la prueba #1, obteniendo así 6 tubos de ensayo con diferentes concentraciones de la solución. Por la basicidad de la solución de NaOH decidimos escoger el amarillo de alizarina lo que nos permitiría observar las distintas coloraciones que arrojaría el indicador para así determinar la basicidad de las soluciones presentes en cada tubo de ensayo. Se le agregaron 5 gotas a cada tubo arrojando las siguientes coloraciones:

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Figura 1. Soluciones NaOH+ amarillo de alizarina.

Se utilizó el amarillo de alizarina como indicador debido a que este cuenta con un amplio intervalo de pH en cuanto a las bases. Se observa en la figura 2 que entre más básica la solución más fuerte será el color morado que va a arrojar el indicador; además, se puede observar que las dos primeras muestras presentan un mismo color debido a que el amarillo de alizarina maneja un intervalo en cuanto al pH de 10 a 12, por lo tanto se presume que estas cuentan con un pH inferior a 10.

Al momento de adicionar agua al NaOH ocurre una reacción haciendo que el NaOH se disocie completamente tal como se muestra en la siguiente reacción:

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En esta reacción no es posible calcular la constante Kb debido a que el NaOH es una base muy fuerte la cual se disocia por completo y no permite que haya un equilibrio en la reacción.

Prueba # 3

Para la tercera prueba, se tomó como muestra vinagre el cual contiene ácido acético (C2H4O2). Fueron vertidos aproximadamente 2 ml de la muestra en cada tubo de ensayo. En cada una de las muestras se agregó un indicador de pH diferente, esto con el fin de identificar las distintas coloraciones.

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Figura 3. Ácido acético con diferentes indicadores.

En el primer tubo de ensayo se utilizó naranja de metilo, en el segundo rojo de metilo, en el tercero azul de bromotinol, en el cuarto fenolftaleina y en el quinto amarillo de alizarina. Con todos los indicadores fue posible observar un cambio de coloracion bastante notorio; excepto con la fenolftaleina, ya que este indicador maneja un intervalo de 8 a 9,8. Mientras que el acido acético maneja un pH aproximado de 4,8.

Experimentalmente se sabe que una muestra de vinagre comercial contiene aproximadamente 5% de C2H4O2. Se hizo uso de la densidad del acido acético, tomando como referencia 1ml de la solución y de esta forma se determinó la molaridad del mismo (aprox). Y el resultado obtenido fue de 8,5M. Al agregarle agua a la muestra ocurre la siguiente reacción:

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Debido a que el ácido acético es un ácido débil, el cual no se disocia completamente con el