Introducción.-

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 se define como el logaritmo de la concentración de iones H+ (protones) cambiado de signo: pH = -log [H+], donde [H+] es la concentración de iones H+ 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 22 °C de temperatura, existen cantidades iguales de iones H3O+ y de iones hidroxilos (OH-); la concentración de cada uno es 10-7 moles/litro. Por lo tanto, el pH del agua pura es -log (0.107), 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 puede determinarse midiendo el potencial eléctrico que se origina en ciertos electrodos especiales sumergidos en la disolución.

Escala de pH: soluciones comunes.

El pH de una disolución es una medida de la concentración de iones hidrógeno. Una pequeña variación en el pH significa un importante cambio en la concentración de los iones de hidrógeno. Por ejemplo, la concentración de iones hidrógeno en los jugos gástricos (pH=1) es casi 400 veces mayor que la del agua pura (pH=7).

A diario utilizamos compuestos ácidos y básicos, que ya hemos integrado a nuestro diario vivir como apreciamos en el siguiente cuadro:

	NOMBRE	FÓRMULA	PRESENTE EN
	Ácidos
	Ácido acético	HC2H3O2	Vinagre
	Ácido acetilsalicílico	HC9H7O4	Aspirina
	Ácido ascórbico	H2C6H6O6	Vitamina C
	Ácido cítrico	H3C6H5O7	Jugo de limón y de otros cítricos
	Ácido clorhídrico	HCI	Jugos gástricos (líquidos digestivos del estómago)
	Ácido sulfúrico	H2SO4	Pilas
	Bases
	Amoníaco	NH3	Limpiadores domésticos (solución acuosa)
	Hidróxido de calcio	Ca(OH)2	Cal apagada (utilizada en construcción)
	Hidróxido de magnesio	Mg(OH)2	Lechada de magnesio (antiácido y laxante)
	Hidróxido de potasio (también llamado potasa cáustica)	KOH	Jabón suave
	Hidróxido de sodio	NaOH	Limpiadores de tuberías y hornos

En esta experiencia pudimos determinar si ciertos compuestos eran ácidos o bases. Para lograr esto, utilizamos los siguientes materiales:

• 6 Hojas de Repollo Morado.

• 2 Vasos precipitados.

• 50cc de Agua Destilada.

• 1 Embudo.

• 1 Sujetador Universal.

• 10 Tubos de Ensayo.

• 1 Gradilla.

• 1 Varilla de vidrio.

• 1 Pipeta.

• 2 Filtradores.

• Mechero.

• Fósforos.

Para realizar esto, se nos entregó un guía con determinadas instrucciones las cuales fueron seguidas paso a paso. En este trabajo se trataron varios temas, incluyendo, el pH, los ácidos, las bases y pigmentos.

Desarrollo.-

• Primero que nada se maceraron 6 hojas de repollo morado, esto se hizo picando primero el repollo dentro de un vaso precipitado y fraccionándolo con una varilla de vidrio. Mientras se puso a hervir agua destilada. También se eligieron 10 compuestos distintos, para luego ser combinado cada uno con el pigmento y observar su reacción. La lista se dará después.

• Cuando el repollo estuvo lo suficientemente macerado se le agregaron 50cc del agua que había sido puesta a hervir, luego se maceró un poco más con el fin de obtener más pigmentos.

• En un sujetador universal se colocó un embudo dentro del cual se puso un papel filtrador especial, el cual había sido previamente remojado en agua destilada, a la salida del embudo se colocó un tubo de ensayo. Luego se vertió el líquido obtenido del repollo macerado y remojado, dentro del embudo, siendo este líquido filtrado fina pero lentamente.

• De los 10 compuestos elegidos, se colocaron 10cc de cada uno de ellos en un tubo de ensayo cada uno. Esto para luego verter 4 gotas del líquido que habíamos obtenido del repollo macerado y observar lo que pasaba para sacar conclusiones e nuestro grupo.

Los compuestos que elegimos son:

Alcohol Puro.

Alcohol Metílico

Sulfito de Sodio.

Ácido Fosfórico.

Ácido Nítrico.

Ácido Clorhídrico.

Carbonato de Sodio.

Agua Oxigenada.

Bromuro de Potasio.

Fluoruro de Potasio.

A continuación se explicará que paso con cada compuesto al echarle el líquido obtenido del repollo macerado:

Alcohol Puro: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó color azul.

Alcohol Metílico: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, esta solución se tornó de un color morado - violeta.

Sulfito de Sodio: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color verde turquesa.

Ácido Fosfórico: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color rojo, fuerte.

Ácido Nítrico: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color anaranjado.

Ácido Clorhídrico: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color rojo, pero un rojo más oscuro del que se formó con el Ácido Fosfórico.

Carbonato de Sodio: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color verde, pero un verde más oscuro del que se formó con el Sulfito de Sodio.

Agua Oxigenada: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color blanco. No era un blanco muy compacto, sino más bien era turbio.

Bromuro de Potasio: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de color violeta oscuro.

Fluoruro de Potasio: al echarle las 4 gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se tornó de un color entre rojo frambuesa y morado.

Luego de observar estas soluciones, junto a sus cambios de colores, podemos clasificar e identificar si estos compuestos son ácidos, neutros o básicos. Esto lo podemos determinar ya que si la solución se torna roja es porque era un compuesto ácido. Mientras más rojo se torna la solución, significa que el compuesto es más ácido.

Ahora bien, si al agregar las gotas del líquido obtenido del repollo, la solución se torna blanca, esto significa que el compuesto es neutro. Por último, si al agregar el líquido obtenido del repollo la solución se torna azul, se concluye que el compuesto es base.

A continuación, procederemos a clasificar cada compuesto analizado según el resultado obtenido. La clasificación será en el siguiente orden: base - neutro - ácido (>). El compuesto más básico obtenido estará lo más a la izquierda de la clasificación, por lo tanto, el más ácido se encontrará lo más a la derecha de la clasificación.

A continuación, la clasificación:

Alcohol Puro - Carbonato de Sodio - Sulfito de Sodio - Fluoruro de Calcio - Alcohol Metílico - Bromuro de Potasio - Agua Oxigenada - Ácido Nítrico - Ácido Clorhídrico - Ácido Fosfórico.

Si observamos la clasificación, podemos concluir que trabajamos con compuestos de los tres tipos: básicos, neutros, y ácidos.

Los compuestos básicos utilizados fueron:

• Alcohol Puro.

• Carbonato de Sodio.

• Sulfito de Sodio.

• Fluoruro de Potasio.

• Alcohol Metílico.

• Bromuro de Potasio.

El único compuesto neutro utilizado fue el Agua Oxigenada.

Los compuestos ácidos utilizados fueron:

• Ácido Nítrico.

• Ácido Clorhídrico.

• Ácido Fosfórico.

Podríamos decir que la disolución del repollo se considera un indicador ácido - base, ya que al ponerlo en contacto con compuestos ácidos, toma una coloración roja. Mientras más fuerte el rojo obtenido, más ácido es el compuesto. Y al ponerlo en contacto con compuestos básicos, toma una coloración azul.

Trabajo de Investigación.-

Indicadores de pH.-

Un indicador es por lo general un ácido orgánico o una base orgánica débil que tiene colores claramente diferentes en sus formas no ionizadas y ionizadas. Estas dos formas están relacionadas con el pH de la disolución en el que el indicador se encuentra disuelto.

No todos los indicadores cambian de color a los mismos valores de pH, por lo que la elección de un indicador para una titulación (averiguar concentración) en particular depende de la naturaleza del ácido y de la base utilizados (si son fuertes o débiles).

Muchos indicadores ácido - base son colorantes vegetales. Por ejemplo, al hervir en agua col roja picada se pueden extraer pigmentos que presentan colores muy distintos a diferentes colores de pH.

La selección del indicador depende de la fuerza del ácido y de la base en una titulación particular.

Para indicar el pH, con una aproximación a la unidad, existe el papel universal, que contiene una mezcla de indicadores y su coloración correspondiente a determinada acidez, viene tabulada en el estuche de presentación del mismo. Sin embargo, la medida más exacta de pH es determinada por medio de un aparato denominado pHmetro, el cual previamente calibrado, indica directamente el pH de la solución en una escala graduada. También existe el Papel Tornasol, tinte vegetal obtenido de los líquenes, normalmente del género Variolaria, y que se utiliza en química para determinar la presencia de ácidos y bases en una disolución. Para indicar la presencia de un ácido o una base, se utilizan tiras de papel impregnadas en una disolución de tornasol azul o rojo, o pequeñas cantidades de la misma disolución; los ácidos colorean de rojo el tornasol azul, y las bases colorean de azul el tornasol rojo.

A continuación, algunos indicadores ácido - base comunes:

Indicador	Color en Medio	Color en Medio	Intervalo de pH*
	Ácido	Básico
Violeta de Metilo	Amarillo	Azul Violeta	0,2 - 2
Azul de Timol	Rojo	Amarillo	1,2 - 2,8
Azul de Bromofenol	Amarillo	Azul	3,0 - 4,6
Anaranjado de Metilo	Anaranjado	Amarillo	3,1 - 4,4
Rojo Congo	Azul	Rojo	3,0 - 5,0
Rojo de Metilo	Rojo	Amarillo	4,2 - 6,3
Azul de Clorofenol	Amarillo	Rojo	4,8 - 6,4
Rojo de Clorofenol	Amarillo	Rojo	4,8 - 6,4
Azul de Bromotimol	Amarillo	Azul	6,0 - 7,7
Rojo de Cresol	Amarillo	Rojo	7,2 - 8,8
Fenolftaleína	Incoloro	Rojo	8,3 - 10,0
Alizarina Amarilla	Amarillo	Rojo	10,0 - 12,1
*: El intervalo de pH se define como el intervalo en el que el indicador
cambia del color de su forma ácida, al de su forma básica.

En resumen, los indicadores ácido - base son ácidos o bases orgánicas débiles que pueden usarse para detectar el punto de equivalencia en una reacción de neutralización ácido - base en virtud de que sus formas ionizadas y no ionizadas presentan colores diferentes.

Conclusión.-

Dado que las concentraciones de los iones H+ y OH- son a menudo números muy pequeños y por lo tanto inconvenientes para trabajar con ellos, se propuso una medida más práctica llamada pH. El pH de una disolución se define como: pH = -log [H+].

Concluimos entonces que el pH de una disolución está dado por el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/L).

Lo que debemos tener claro es que la ecuación previamente nombrada, sólo es una definición establecida para darnos números convenientes para trabajar con ellos. Además en la ecuación previamente nombrada, el término [H+] sólo es parte numérica de la expresión para la concentración del ion hidrógeno, ya que se puede tomar el logaritmo de las unidades. Entonces, como la constante de equilibrio, el pH de una solución es una cantidad adimensional.

Como el pH es simplemente una manera de expresar la concentración del ion hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas pueden identificarse por sus valores de pH, como mostraremos a continuación:

• Disoluciones Ácidas: [H+] > 1.0 * 10-7 M, pH < 7.00

• Disoluciones Básicas: [H+] < 1.0 * 10-7 M, pH > 7.00

• Disoluciones Neutras: [H+] = 1.0 * 10-7 M, pH = 7.00

Existen dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas; ácidos y bases. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida.

Las propiedades de los ácidos y de las bases nos permiten reconocerlos, es decir, si tenemos una disolución cuya naturaleza es desconocida, podemos probar experimentalmente para ver si es una disolución ácida o básica.

Para los ácidos y las bases existe un ensayo experimental por el cual es posible reconocerlos con certeza: utilizando indicadores ácido - base. Un indicador suele ser un extracto vegetal, el cual adquiere dos colores claramente diferenciados según se encuentre en un medio ácido o básico.

Los indicadores se utilizan distribuyéndolos en tiras de papel impregnadas, como sucede con el tornasol, o en disoluciones concentradas, como es el caso de la fenolftaleína y el azul de bromotimol. El indicador que se utiliza con mayor frecuencia en el laboratorio es el llamado indicador universal, que consiste en una mezcla de varios indicadores distribuidos en unas tiras de papel color naranja impregnadas. También existe otra variedad de indicadores como los nombrados en la tabla de indicadores de ácidos - bases comunes.

La medida más exacta de pH es determinada por medio de un aparato denominado pHmetro, el cual previamente calibrado, indica directamente el pH de la solución en una escala graduada.

Los indicadores cambian de color en un intervalo de pH característico para cada uno.

Bibliografía.-

-“Hacia la Química 1”

Tercera Edición Corregida.

Editorial Temis S.A.

Autores:

Arcesio García R.

Aquilino Aubad L.

Rubén Zapata P.

Páginas: 360, 361.

-“Química”

Cuarta Edición.

Editorial Mc. Graw-Hill.

Autor:

Raymond Chang.

Páginas: 639, 640, 707, 708.

-“Ciencias Químicas III-IV” Educación Media.

Editorial Santillana.

Autores:

José Tomás López Vivar.

Manuel Martínez Martínez.

Javier E. Jorquera Jorquera.

Mónica Muñoz Cornejo.

Páginas: 166, 176, 177, 178.

-“Microsoft Encarta 97 en Español”

Microsoft Corporation.

Índice.-

Introducción................................................................................................. Páginas 1, 2, 3.

Desarrollo.................................................................................................... Páginas 3, 4, 5

Trabajo de Investigación:

Indicadores de pH........................................................................................ Páginas 5, 6.

Conclusión................................................................................................... Páginas 7, 8.

Bibliografía.................................................................................................. Página 9.

Colegio Saint Paul's School.

Química Electivo.

Informe de Laboratorio.