Reporte Practica 1 - Ácidos y Bases: Indicadores de pH PDF

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Ácidos y Bases: Indicadores de pH...

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Universidad de Costa Rica Escuela de Química Sección de Química Orgánica Laboratorio de Fundamentos de Química Orgánica Qu-0211 Nombre: Jean Mora Murillo Asistente: Alberto Chaves

Carné: B85267 Grupo: 19

Práctica#1: Ácidos y Bases: Indicadores de pH

Resumen Para la presente práctica se realizó la medición de pH de sustancias caseras, NaOH y HCl, por medio de un pH-metro, papel universal e indicadores sintéticos y naturales; y también se realizó la elaboración de “Chameleon Balls”. Para el desarrollo de estos se utilizaron los siguientes indicadores sintéticos: fenoftaleína, azul de bromotimol y rojo de metilo. Y se usaron los siguientes indicadores naturales: extracto de uva, moras, repollo morado, remolacha, té negro y repollo morado. Para medir el pH de las sustancias mencionadas se usaron instrumentos como el pH-metro e indicador universal, en el último para saber el valor de pH se comparó el resultado obtenido con una tabla de colores. Para el desarrollo de las partes en que se usan los indicadores sintéticos simplemente se introdujo el indicador a la sustancia que iba a ser medida, y si esta cambiaba de color era porque tenía un pH alto o bajo, dependiendo del indicador. Para el indicador natural hubo una preparación en el laboratorio donde se extrajo las antocianinas de la planta o la fruta, y luego de este extracto se mezcló con las sustancias por medir. En el caso de las “Chamelon Balls” se utilizó el indicador natural, aginato de sodio y cloruro de calcio para la fabricación de las mismas. En los resultados que se obtuvieron de la medición del pH en el pH-metro encontramos que el agua tiene un pH de 6.81, el agua destilada 7, el vinagre 2.3, el jugo de limón 2.42, el jugo de naranja 3.99, la leche 6.59, el enjuague bucal 5.25, la Alka-Seltzer 6.73, la leche magnesia 9.82, el polvo de hornear 7.48, el Sprite 3.9, el 7 Up 3.10, el jabón líquido 6.27, el cloro 11.78, el HCl 2.13 y el NaOH 9.79. Y el pH que se obtuvo a partir de la lectura del indicador universal son

la siguientes: el agua destilada 7, el vinagre 1, el jugo de limón 3, el jugo de naranja 4, la leche 7, el enjuague bucal 5, la Alka-Seltzer 6, la leche magnesia 11, el polvo de hornear 7, el Sprite 3, el 7 Up 3, el jabón líquido 7, el cloro 12, el HCl 2 y el NaOH 11. Los resultados de los indicadores son los siguientes: En la fenoftaleína la mayoría no cambia de color a excepción de la leche magnesia y el NaOH. En el azul de bromotimol el HCl, el vinagre el jugo de limón y el enjuague tuvieron una coloración amarilla; el jugo de naranja, el jabón, el Sprite y el 7 up tuvieron una coloración verduzca; la leche magnesia, el polvo de hornear y la alka-seltzer tuvieron una coloración violeta, y el NaOH y la leche tuvieron una coloración azul. En el rojo de metilo el HCl, jugo de limón, jugo de naranja, el enjuague bucal, el sprite y el 7 up tuvieron una coloración roja. El cloro, polvo de hornear, leche magnesia, NaOH tuvieron una coloración amarilla. Y la leche y la alka-seltzer tuvieron una coloración naranja. El efecto de los indicadores naturales son las siguientes, en la leche hizo que hubiera una coloración violeta; y en el jugo de naranja no cambió su coloración. En las Chameleon Balls hubo cambios muy leves, el más significativo fue el del HCl, ya que hizo que cambiara de morado a vino.

Introducción: La práctica de esta semana tiene como finalidad observar los compuestos que son ácidos y los que son básicos. La definición para estos términos según BronstedLowry son las siguientes: Un ácido es una especie que dona o cede un protón y una base es una especie que acepta un protón (1). Pero para saber cuál es el ácido o la base no solamente basta con observar la sustancia, o probarla (esta era la forma en la que antes se hacía), ahora la humanidad cuenta con tecnología y descubrimientos que nos indica el pH de las disoluciones, como lo es el pH-metro, el papel tornasol y los indicadores sintéticos, además la naturaleza nos ofrece también indicadores naturales que nos proveen la información acerca del pH de una sustancia. El pH es la concentración molar de H+ en una disolución 2 y si la disolución nos da un valor debajo de 7 significa que es ácida y si da por arriba de 7 es básica, el valor neutro es 7. Y a partir de estos términos se va a analizar los datos obtenidos para obtener una correcta interpretación de los resultados.

Parte experimental Se realizó la práctica “Ácidos y Bases” del Manual de Laboratorio Fundamentos de Química Orgánica de la Universidad de Costa Rica, con los siguientes cambios ● ● ● ●

Se sustituyó la Coca Cola/ Pepsi por Sprite/7 up. No se usaron rosas rojas, brócoli ni Cúrcuma. Las Chameleon Balls se hicieron por lado de mesa. Se usaron la mitad de la cantidad de sustancias en la fabricación de Chamelon Balls.

Resultados Cuadro I: Resultados de la medición de pH en sustancias caseras Sustancias Agua de tubo Agua destilada Vinagre de limón naranja 6.59 5 Alka-Seltzer Leche magnesia Polvo de hornear 3.9 3 Jabón líquido Cloro 2.13 11.48

pH-metro

indicador universal

6.81 8 2.3 2.42 3.99 7 Enjuague Bucal 6.73 9.82 7.48 3 7 Up 6.27 11.78 2 NaOH 11

7 7 1 3 4

Jugo Jugo de Leche 5.25 7 11 7 Sprite 3.10 7 12 HCl

Cuadro II: Color del indicador sintético ante el cambio de pH Sustancia Fenoftaleína Azul de Bromotimol Rojo de metilo HCl Incoloro Amarillo Rosado NaOH Morado Azul Amarillo Vinagre Incoloro Amarillo Rojo Jugo de limón Incoloro Amarillo Rojo Jugo de naranja Incoloro Verde Rojo Leche Incoloro Azul Naranja Enjuague bucal Incoloro Amarillo Rojo Alka-

Seltzer Incoloro Morado magnesia Rosado Violeta Polvo de hornear Incoloro Lila Incoloro Verde Claro Rojo Incoloro Verde Claro Rojo Incoloro Verde Cloro Incoloro Incoloro

Naranja Amarillo Amarillo

Leche

Sprite 7 Up Jabón líquido Rosado Amarillo

Cuadro III: Efecto del pH en los indicadores naturales (extracto de Mora) Sustancia Leche Jugo de Naranja

Color inicial Blanco

Color después Violeta blancuzco

Amarillo

Morado

Cuadro IV: Reacción de las Chamelon Balls en disoluciones ácidas y básicas Disolución HCl NaOH Vinagre Alka-Seltzer

Discusión

Observación El color cambió a vino El color se enrojeció levemente El colorse enrojeció levemetne Conservó el mismo color

En el cuadro I se puede observar la medida del pH con el pH-metro y el papel del indicador universal. En el caso del pH-metro, la máquina utiliza una fórmula que calcula el pH de manera experimental, que es la siguiente: pH=

E-E(estándar) RT (ln 10)/ F

+pH(estándar)

Donde E es el voltaje a través de la muestra, R es la constantes de los gases, T es la temperatura en Kelvins, F es la constante de Faraday y Estándar es el potencial de una disolución con pH conocido (3). En cambio el papel con el indicador universal tiene otro tipo de “mecanismo” para indicarnos el pH de una sustancia, el papel con el indicador universal tiene impregnado en su estructura varios indicadores y dependiendo del color en que aparezca después de sumergirlos en una disolución se compara con una escala de colores con su respectivo número de pH (4). Dichos números tienen un significado. Mientras menor sea el pH, la disolución será más ácida. Las soluciones ácidas tienen valores de pH menores que 7; por lo tanto aquellas disoluciones que tengan un pH mayor de 7 son más básicas. La escala de pH se usa para describir la acidez de una disolución (1). En la siguiente figura se muestra una escala comparativa del pH de sustancias “comunes”:

Figura 1. Escala comparativa de pH (1)

Con la información anterior podemos relacionar el pH de las sustancias del Cuadro I de la siguiente manera: El cloro, el NaOH y la leche magnesia son las sustancias

más básicas puestas a prueba, mientras que las más ácidas fueron el HCl, el vinagre y el jugo de naranja. Y las que se acercaron a un pH neutro fueron la Leche, la Alka-Seltzer y el polvo de hornear. En el cuadro II vemos el cambio de color de los indicadores sintéticos. La fenoftaleína es un indicador común, la forma ácida de esta molécula es incolora; pero su forma básica conjugada es rosa. La estructura de la fenoftaleína permite que los electrones estén deslocalizados a través de los tres anillos benceno de átomos de carbono, y el incremento en la deslocalización es parte de la causa del cambio de color. El cambio de color de incoloro a rosado es notable a pH aproximadamente a un pH de 8.2 (5). Esto se puede observar en la siguiente figura:

Figura 2. Fenoftaleína incolora a la izquierda en su forma ácida y a la derecha en su forma básica color rosada (5) Con esto podemos deducir que las sustancias que cambiaron de color con la fenoftaleína tiene un pH básico, por ejemplo: la leche magnesia y el NaOH. De la misma forma actúa el azul de bromotimol, en disoluciones ácidas cambia el color a tonos verdes y amarillos, mientras que en disoluciones básicas cambia la disolución a azul (6). El intervalo de transición del color amarillo a azul es de un pH entre 6 a 7.6 (7). Como por ejemplo: El Sprite y 7 Up son ácidas ya que el azul de bromotimol cambia su coloración a un verde claro; y sustancias como la leche magnesia son básicas ya que su coloración es violeta. El otro indicador que se probó fue el rojo de metilo, el cual tiene un rango entre 6 (amarillo) y 4.4 (rojo) (8). Y lo podemos probar con las sustancias del cuadro II. Por ejemplo: El sprite es más ácido que que el cloro, porque la coloración del sprite fue roja y la del cloro es amarilla. En el cuadro III podemos observar el efecto de los indicadores naturales al cambiar su pH, pero para entender el cambio hay que entender el componente del extracto de la planta o de la fruta, que es la antocianina. Las antocianinas son flavonoides pigmentados, responsables de la mayoría de los colores rojo, rosa,

morado y azul de las plantas. Son glicósidos que tienen un azúcar en posición 3 y en ocasiones en alguna otra posición (9). El color de las antocianinas depende de varios factores intrínsecos, como son los constituyentes químicos que contenga y la posición de los mismos en el grupo flavilio. Debido a la deficiencia electrónica (carga positiva) del núcleo de flavilio, estos pigmentos funcionan como verdaderos indicadores de pH, es decir, su color depende de las condiciones de a acidez y basicidad en que se encuentran (10). Las Chamelon Balls se producen con alginato de sodio y extracto de flores, plantas o frutos (en este caso se usó extracto de mora), y es una forma de que el quinoide 3 no se oxide rápidamente. Las antocianinas en las plantas son una mezcla compleja de varios tipos de glucósidos, y se pensó que era posible evitar su rápida polimerización oxidativa atrapandando el gel del polisacárido por medio del alginato de calcio. Y éste reaccionaría dependiendo de la cantidad del pH de su medio (11). En el cuadro IV se observa que las Chameleon Balls que fueron fabricadas con extracto de mora reaccionó a pH’s muy bajos como en el caso del HCl. En el NaOH, Vinagre cambiaron levemente su color y en el Alka-Seltzer conservó el mismo color. En la siguiente figura se puede observar el cambio de color de dichas Chameleon Balls:

Figura 3. Chameleon Balls de extracto de Mora en sustancias básicas y ácidas. (Propio)

Conclusiones:

  

La acidez y la basicidad de las sustancias se comprueba de diversas maneras que darán resultados muy parecidos. Las hojas y frutos de las plantas contienen moléculas orgánicas que son capaces de cambiar de color en cierto rango de pH. Las Chameleon Balls son capaces de cambiar de color en el pH del que se encuentra.

Bibliografía: (1) Yurkanis, P. Química Orgánica; 5th ed.; Pearson Educación: México, 2008; pp: 44-47 (2) Brown, T.; LeMay, E.; Bursten, B.; Burdge, J. Química; 9th ed.; Pearson Educación: México, 2004; p. 621. (3) Pérez, A.; Lamoureux, G.; Artavia, G.; Cortés, C.; Arias, C. Manual de Laboratorio Fundamentos de Química Orgánica; Universidad de Costa Rica: San Pedro, 2016; p. 27. (4) Andrés Vaquerizo, D. Ciencias aplicadas a la actividad profesional 4º ESO ; Editex: España, 2016; p. 55. (5) Atkins, P.; Jones, L. Principios de química: los caminos del descubrimiento; 3rd ed.; Editorial Médica Panamericana: Buenos Aires, 2006; p. 424. (6) King, S.; Schaub, M. Análisis de Orina y de los Líquidos Corporales; 5th ed.; Editorial Médica Panamericana: Buenos Aires, 2010; pp. 75-76. (7) Gennaro, A. Remington: Farmacia, Volumen 1; 20th ed.; Editorial Médica Panamericana: Buenos Aires, 2018; p. 561. (8) Koneman, E.; Allen, S. Diagnostico Microbiologico.; 6th ed.; Editorial Médica Panamericana: Buenos Aires, 2008; p. 1393. (9) Taiz, L.; Zeiger, E. Fisiología Vegetal; Univesitat Jaume: Castelló de la Plana, 2007; p. 551. (10) Ocampo, R.; Ríos, L.; Betancur, L.; Ocampo, D. Curso práctico de química orgánica. Enfocado a biología y alimentos; Univesidad de Caldas: Colombia, 2008; p. 58. 11) Kanda, N.; Asano, T.; Itoh, T. Journal of Chemical Education. 1995, pp. 11311132....