PRÁCTICA USO DE LA REOMOLACHA COMO INDICADOR DE PH

OBJETIVO GENERAL.

Reconocer el carácter ácido o básico de una sustancia con ayuda de

indicadores naturales de pH, e identificar la concentración de hidroxilos e

hidronios en cada una de las escalas del pH tomando H2SO4, NaOH y el zumo

de remolacha.

MARCO TEÓRICO.

Los indicadores son sustancias que, mediante un cambio de color, nos ayudan

a identificar si las sustancias son ácidas o básicas, es decir, si su pH es menor

o mayor que siete. La identificación se hace muy fácil ya que los indicadores

presentan diferentes colores en medio ácido y en medio básico.

El pH es el logaritmo de la concentración de iones H+, con el signo cambiado:

Análogamente, se define pOH como el logaritmo de la concentración de iones OH-, con el signo cambiado:

Se puede establecer la siguiente relación entre el pH y el pOH. Partiendo de la expresión del producto iónico del agua (Kw):

tomando logaritmos:

y cambiando de signos se obtiene que:

o, lo que es lo mismo,

POR QUÉ FUNCIONA LA REMOLACHA COMO INDICADOR DE PH

La remolacha sirve como indicador de PH por

qué posee un colorante natural el cual varia de

color cuando se está en una solución de

diferente PH, de manera tal que es sensible a la

adición de sustancias que cambien la

concentración de H+ y OH-.

Los colorantes son sustancias químicas que contenidas en distintos materiales

que proporcionan color, por lo tanto, son sustancias coloreadas susceptibles a

tener uso como tintes o pigmentos obtenidas de minerales.

Unos colorantes son sustancias ácidas o bases débiles y que en función de la

acidez o basicidad del medio varían en su estructura química y el color. Siendo

el pigmento de la remolacha un indicador porque su color nos informa sobre la

acidez del medio en que se encuentran.

PRÁCTICA

1. Sustancias y elementos utilizados durante la prácitica:

Ácidos Sulfúrico H2SO4

Hidróxido de Sodio NaOH

Agua H2O

15 copas plásticas.

Una porción de remolacha.

Un gotero.

Un Mortero

2. Procedimiento utilizado:

Primero se hicieron los cálculos de disolución que se requerían para obtener

cada una de las escalas de pH, basados en la concetración molar inicial dada

así:

Sustancia Concentración Molar pH

H2SO4 0,5 0,3

NaOH 1 14

Para realizar la práctica primero se enumeraron las copas de “0” a “14” y

determinó que las sustancias se utilizarían de la siguiente manera:

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

H2SO4 H2O NaOH

Luego se determinó que para pasar del valor de pH 0,3 a el pH 1 era necesario

diluir éste ácido 5 veces, para ello, primero se estableció la concentración

molar del pH 1 haciendo uso del inverso de la fórmula de pH, es decir, 10-1 =

0,1 molar.

Fórmula del pH

Paso seguido, se tomó la concentración inicial de 0,5 molar del H2SO4 y la

concentración molar de 0,1 y se dividieron así: 0,5/0,1 = 5, obteniendo así en

número de veces que se debe diluir el ácido para optener el pH 1.

Por otro lado, para hacer ésta disolución se colocó en el vaso “0” una porción

de H2SO4 y de éste se pasaron 10 gotas al vaso “1”, luego se determinó el

número de gotas de H2O que se requerían para diluir el ácido 5 veces, esto es

un volumen total de 50 gotas, es decir que se necesitarían 40 gotas de H2O

para obtener dicha disolución.

Luego, en el vaso 2 se colocaron 5 gotas de H2SO4 diluido en el vaso 1 y se

hizo una nueva disolución con 45 gotas de H2O, obteniendo un pH 2 y 0,01

molar del ácido.

Finalmente, para determinar el OH se utilizó la siguiente fórmula

donde, por ejemplo para la escala la escala 1 el OH= 14-1 = 13.

Éstos cálculos se hicieron repetitivos hasta el pH6 obteniendo la tabla que se

muestra a continuación, siempre colocando en cada pH las gotas de ácido

diluidas del anterior:

Vaso Molar H2SO4 OH pHGotas de

H2SO4

Gotas de H2O

adicionadas

0 0,5 13,7 0,3 - -

1 0,1 13 1 10 40

2 0,01 12 2 5 45

3 0,001 11 3 5 45

4 0,0001 10 4 5 45

5 0,00001 9 5 5 45

6 0,000001 8 6 5 45

7 0,0000001 7 7 0 50

Así mismo, se hicieron los cálculos con el NaOH en una escala de 14 a 8

partiendo de la concentración molar 1 y el pH “14”

En el vaso “14” se colocó una porción de NaOH de donde se tomaron 5 gotas y

se colocaron en el vaso “13”, y éste se diluyó con 45 gotas de H2O, obteniendo

un pH de 14, 0,1 molar y un OH de “0”.

Para éstos cálculos se hicieron con las siguientes fórmulas:

Para hallar el OH-

Para hallar el pH

Se obtuvo la siguiente tabulación:

Vaso MOLAR NaOH OH pHGotas de

NaOH

Gotas de H2O

adicionadas

14 1 0 14 - -

13 0,1 1 13 5 45

12 0,01 2 12 5 45

11 0,001 3 11 5 45

10 0,0001 4 10 5 45

9 0,00001 5 9 5 45

8 0,000001 6 8 5 45

Luego, en cada uno de los vasos agreraron 2 gotas de zumo de remolacha,

obtenidas al maserarla en el mortero.

La remolacha se utiliza como indicador de pH natural, ya que ésta contiene una

sustancia denominada “betanina.

Ésta sustancia se obtiene normalmente a partir del extracto de jugo de

remolacha y su concentración en la remolacha roja puede llegar a 300-600

mg/kg.

El color de betanina depende del pH; entre cuatro y cinco es brillante de color

rojo azulado, convirtiéndose en azul-violeta medida que aumenta el pH. Una

vez que el pH alcanza niveles alcalinos betanina degrada por hidrólisis, lo que

resulta en un color amarillo-marrón, como se observa en la fotografía.

Por último se hizo una solución de NaOH + H2SO4, a la cual también se

adicionaron 2 gotas de remolacha y de acuerdo con nuestros indicadores de

pH natural, previamente preparados, obtuvo un pH cercano a 12, de acuerdo a

la similitud visual del color como se observa en la fotografía.

SOLUCIÓN PROBLEMA:

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. Así, el ácido sulfúrico y el

hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio, de esta forma el

pH de la solución problema es de 11,7.

NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O

CONCLUSIONES

A partir del zumo de remolacha y una base y un ácido fuertes diluidos en agua

se identificaron las diferentes variaciones de color según el pH a diferentes

concentraciones de este y su respectiva cantidad de hidronio e hidroxilos en

una escala de 0 a 7 y 8 a 14.

Se determinó el Ph de la solución problema de hacer reaccionar un ácido fuerte

(H2SO4) con una base fuerte (NaOH )

BIBLIOGRAFÍA.

http://www.cac.es/cursomotivar/resources/document/2012/014.pdf

http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/ph.htm

http://centrodeartigos.com/articulos-utiles/article_101886.html