046 – pH

Casi todos los procesos químicos que ocurren en el agua son sensibles a cuán ácida o básica es esa agua. La sangre se mantiene dentro de aproximadamente una décima de unidad de pH de 7,4, el pH del suelo determina qué cultivos crecerán y los efluentes industriales se regulan según el pH antes de poder ser descargados. Medir el pH de forma fiable y saber hasta qué punto se puede confiar en una medición determinada es una de las habilidades más utilizadas en la química analítica.

La cantidad en sí se define logarítmicamente: pH = −log₁₀[H⁺], donde [H⁺] es la concentración de iones de hidrógeno en moles por litro. Debido a que la escala es logarítmica, una unidad entera representa un cambio de diez veces en la acidez; una solución con un pH de 3 contiene cien veces más iones de hidrógeno que una con un pH de 5. El agua pura a 25 °C se encuentra en un pH de 7, el punto donde [H⁺] y [OH⁻] son ambos 10⁻⁷ mol/L.

Este laboratorio utiliza tres métodos en orden creciente de precisión. El papel tornasol responde únicamente si una solución es ácida o básica. Un indicador universal produce un color que puede compararse con una tabla con una aproximación de una unidad de pH. Un medidor de pH calibrado lee hasta la centésima de unidad. Aplicará los tres a tres líquidos desconocidos, y luego disolverá una sal —sulfato de amonio— y descubrirá que un compuesto que no contiene ningún grupo hidróxido ni ningún hidrógeno ácido evidente da, sin embargo, una solución claramente ácida. Explicar el porqué es el núcleo analítico del ejercicio.

Objetivos Educativos

Familiarización con el entorno del laboratorio

• Identifica la disposición, los instrumentos y el procedimiento de trabajo del laboratorio de pH Proteus, y localiza los papeles de tornasol, la tabla de indicadores, la placa de pocillos, la balanza y el medidor de pH antes de empezar.

Uso de equipo de protección

• Use guantes y protección ocular al manipular ácidos, bases y soluciones no identificadas, y reconozca que un líquido desconocido debe tratarse como peligroso hasta que haya sido caracterizado.

Elegir un método de medición adecuado

• Distingue lo que cada uno de los tres métodos puede establecer: el papel tornasol da una respuesta de sí o no sobre la acidez, un indicador universal reduce el pH a aproximadamente una unidad, y un medidor de pH proporciona una lectura cuantitativa de aproximadamente 0,01 unidades.
• Seleccione el método que coincida con la pregunta que se hace, en lugar de recurrir por defecto al instrumento más preciso disponible.

Funcionamiento correcto de un pH-metro

• Sumerja el electrodo por completo, lea la pantalla digital una vez que se haya estabilizado y enjuague con agua destilada entre muestras.
• Explica por qué el enjuague es importante: el arrastre de incluso un pequeño volumen de una solución fuertemente ácida o básica altera la siguiente lectura, y el efecto es mayor al pasar entre los extremos de la escala.

Preparación de una solución a partir de un sólido pesado

• Pese un sólido en la balanza electrónica, transfiéralo sin pérdida, disuélvalo en un volumen medido de agua destilada y agite hasta que la solución sea homogénea.
• Reconoce que una concentración solo es tan buena como la peor de las dos medidas de las que depende, la masa y el volumen.

Interpretación cuantitativa de la escala de pH

• Convertir entre pH y [H⁺]⁺] en ambas direcciones, y utilice la relación pH + pOH = 14 a 25 °C.

Predicción de si una sal disuelta será ácida, básica o neutra

• Identifica el ácido y la base principales de una sal, y utiliza sus fuerzas relativas para predecir el carácter de la solución que forman — el principio que explica el resultado del sulfato de amonio.

Protocolo

PARTE 1: Determinar el carácter ácido-básico y el pH de una sustancia líquida

1. Mide 20 ml de la solución 1 usando la probeta graduada.
2. Vierta 20 mL de la solución 1 en un vaso de precipitados de 50 mL.
3. Sumerge un papel tornasol rojo en él.
4. A continuación, sumerge un papel tornasol azul.
5. Finalmente sumerja un papel indicador de pH.
6. Compara los colores obtenidos con los disponibles en la tabla de pH.
7. Enjuague el cilindro graduado con agua destilada.
8. Repita los pasos 1 a 7 con las sustancias 2 y 3.

PARTE 2: Determinar el pH de una sustancia líquida utilizando un indicador universal

1. Usando el cuentagotas; tome la solución 1 del vaso de precipitados de 50 mL.
2. Luego vacíe el gotero en el pocillo n.º 1 de la placa de pocillos.
3. Agregue una gota de indicador universal de pH al mismo pocillo.
4. Agitar usando la varilla de vidrio.
5. Compara el color obtenido con los disponibles en la tabla de pH.
6. Repita los pasos 1 a 5 con las sustancias 2 y 3.

PARTE 3: Determinar con precisión el pH de una sustancia líquida

1. Sumerja el electrodo del medidor de pH en el vaso de precipitados que contiene la solución 1.
2. Lea las mediciones en la pantalla digital.
3. Enjuague el electrodo con agua destilada.
4. Secar el electrodo con papel absorbente.
5. Repite los pasos 1 a 4 con las sustancias 2 y 3.

PARTE 4: Determinar el pH de una sustancia sólida

1. Pese aproximadamente 1.8 g de polvo de sulfato de amonio utilizando la balanza electrónica.
2. Mide 100 mL de agua destilada con una probeta graduada.
3. Vierta el sulfato de amonio en polvo pesado en un vaso de precipitados de 250 ml.
4. Vierte el contenido de la probeta graduada en el mismo vaso de precipitados.
5. Remover con la varilla de vidrio durante 5 segundos.
6. Sumerge un papel de tornasol rojo en el vaso de precipitados de 250 mL que contiene la solución de sulfato de amonio.
7. Sumerja un papel tornasol azul en el vaso de precipitados de 250 mL que contiene la solución de sulfato de amonio
8. Sumerja una tira de papel indicador de pH en el vaso de precipitados de 250 ml que contiene la solución de sulfato de amonio.
9. Compara los colores obtenidos con los disponibles en la tabla de pH.
10. Sumerja el electrodo del medidor de pH en la solución de sulfato de amonio.
11. Lea la medida en la pantalla digital.
12. Enjuague el electrodo con agua destilada.
13. Secar el electrodo con papel absorbente.

Resultados esperados

Las cuatro soluciones. Tres líquidos desconocidos se caracterizan primero, y la solución de sulfato de amonio se prepara y se mide en la Parte 4.

Las definiciones detrás de los números. El pH se define como pH = −log₁₀[H⁺]. En cualquier solución acuosa a 25 °C, las dos concentraciones de iones están vinculadas por el producto iónico del agua, [H⁺][OH⁻] = K_w = 1,0 × 10⁻¹⁴, de lo cual pH + pOH = 14. El agua destilada tiene [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L y por lo tanto pH 7.

Solución 2, una base fuerte. El hidróxido de sodio se disocia por completo, por lo que una solución 0,1 M tiene [OH⁻] = 0,1 mol/L directamente. Luego pOH = −log₁₀(0,1) = 1, y pH = 14 − 1 = 13. No se necesita ningún cálculo de equilibrio, lo cual es lo que distingue a una base fuerte de una débil.

Solución 1, un ácido débil. El ácido etanoico se disocia solo parcialmente, por lo que su concentración por sí sola no es suficiente; también se necesita la constante de disociación del ácido. Para un ácido débil de concentración C que está solo ligeramente disociado, K_a = x²/(C − x) ≈ x²/C con x = [H⁺], que se reordena a la forma funcional:

pH = ½(pK_a − log₁₀C)

Una solución 5 % (v/v) tiene una concentración de aproximadamente 0,87 M, y el ácido etanoico tiene un pK_a = 4.76, por lo tanto pH = ½(4.76 + 0.06) = 2.41. Nótese cuán menos ácido es esto que un ácido fuerte a la misma concentración: el ácido clorhídrico 0.87 M se situaría cerca de un pH de 0.06, más de dos unidades más bajo, porque se disocia por completo.

Solución 4, por qué una sal resulta ácida. El sulfato de amonio no contiene ningún grupo hidróxido ni ningún átomo de hidrógeno que parezca claramente ácido, y, sin embargo, su solución es claramente ácida. La razón es que se trata de la sal de un base débil y un ácido fuerte. Al disolverse, libera iones de amonio y sulfato:

(NH₄)₂POR LO TANTO₄(s) → 2 NH₄⁺(ac) + SO₄²⁻(ac)

El ion amonio es el ácido conjugado del amoníaco y cede un protón al agua, NH₄⁺ → NH₃ + H⁺, con pK_a = 9,25. El ion sulfato es la base conjugada de un ácido fuerte y, en la práctica, actúa como mero espectador. Solo el amonio contribuye a la reacción, y es el que hace que la solución sea ácida.

Cada unidad fórmula suministra dos iones de amonio, por lo que 1,8 g en 100 mL da [NH₄⁺] = 2 × (1,8 / 132,14) / 0,100 = 0,272 M. Aplicando la misma expresión de ácido débil que para la solución 1: pH = ½(9,25 − log₁₀0.272) = ½(9.25 + 0.565) = 4.91.

Qué poco de ello reacciona realmente. Ese pH corresponde a [H⁺] = 1,24 × 10⁻⁵ mol/L, lo que equivale solo a unas 45 partes por millón del amonio presente. Menos de uno de cada veinte mil iones de amonio cede su protón y, sin embargo, la solución se aleja dos unidades completas de pH de la neutralidad. Esta es la demostración más clara en el laboratorio de lo sensible que es el pH: un grado de reacción casi indetectable desplaza la lectura una gran distancia, precisamente porque la escala es logarítmica.

Prueba de solubilidad. La solubilidad del sulfato de amonio es de unos 744 g/l a temperatura ambiente. Esta solución solo contiene 18 g/l, por lo que se disuelve por completo y no quedan restos sólidos que compliquen la medición.

Resumen de la asignación por rango de calificación

Grados 9–10

• Enfoque: la escala de pH como medida de la acidez, y la diferencia entre un análisis cualitativo y uno cuantitativo.
• Actividades Clasifica los tres líquidos desconocidos como ácidos, neutros o básicos utilizando papel tornasol rojo y azul; compara el color del indicador universal con la tabla; lee el pH-metro y anota los tres resultados uno al lado del otro; observa que la solución de sulfato de amonio es ácida a pesar de ser una sal, y describe la observación sin explicarla todavía.

Undécimo grado

• Enfoque: el tratamiento cuantitativo de la escala y la distinción entre electrolitos fuertes y débiles.
• Actividades convertir cada valor de pH medido en una concentración de iones de hidrógeno y viceversa; utilizar la relación pH + pOH = 14 para obtener el pH del hidróxido de sodio 0,1 M a partir de los principios fundamentales y compararlo con el valor indicado por el medidor; explicar por qué una misma concentración de un ácido fuerte y de un ácido débil da lugar a valores de pH muy diferentes; comparar la precisión de los tres métodos e indicar cuál es adecuado para cada finalidad.

12.º curso / Nivel universitario

• Enfoque: equilibrio de ácidos débiles, hidrólisis de sales y los límites de una suposición simplificadora.
• Actividades derivar pH = ½(pK_a − log C) de K_a = x²/(C − x) e indica en qué aproximación se basa; predice el pH de la solución de sulfato de amonio antes de medirlo, incluyendo el factor de dos correspondiente a los dos iones de amonio por unidad de fórmula; calcular la fracción de amonio que se disocia y comentar qué implica el resultado respecto a la sensibilidad de una escala logarítmica; analizar si está justificado considerar el sulfato como un «espectador», y estimar la dirección y la magnitud del error introducido por esa suposición.

Esenciales de laboratorio

Instrumentos

• Vasos de precipitados (50 mL y 250 mL)
• Placa de pocillos
• Goteros
• Balanza electrónica
• Varilla de vidrio
• Probetas graduadas (25 mL y 100 mL)
• Espátula
• Medidor de pH
• Tabla de colores del pH
• Papel de tornasol rojo
• Papel tornasol azul
• papel indicador de pH
• Toalla de papel
• Guantes y protección ocular

Productos

• Sulfato de amonio (en polvo)
• Indicador de pH universal (líquido)
• Agua destilada
• Líquido desconocido #1 — ácido etanoico 5 % v/v
• Líquido desconocido #2 — hidróxido de sodio 0,1 M
• Líquido desconocido #3 — agua destilada