Entendiendo las mediciones de pH con Carolina ChemKits

En esta guía vamos a comprender la medición de pH usando el kit experimental Carolina ChemKits™

Antecedentes

Las disoluciones acuosas se clasifican en una de tres categorías —ácidas, básicas o neutras— según el número de iones hidronio (H₃O⁺) e iones hidróxido (OH⁻) presentes. Si la disolución tiene un exceso de iones hidronio, se clasifica como un ácido. Si la disolución tiene un exceso de iones hidróxido, se clasifica como una base. Si la disolución tiene cantidades iguales de iones hidronio e hidróxido, se considera neutra.

En el caso del agua pura, algunas moléculas de agua sufren autoionización y forman iones hidronio e hidróxido:

H₂O(l) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(ac) + OH⁻(ac)

La concentración de los iones hidronio e hidróxido es extremadamente diluida. Ambas concentraciones son 1 × 10⁻⁷ M, lo que significa que solo una molécula de agua en 10 millones (10⁷) se ioniza. El producto de estas dos concentraciones define una constante especial de equilibrio, conocida como constante de producto iónico del agua, escrita Kᵥ (K_w). La expresión de equilibrio para esta autoionización es:

Kᵥ = [H₃O⁺][OH⁻] = [1 × 10⁻⁷][1 × 10⁻⁷]

Kᵥ = 1 × 10⁻¹⁴

Los corchetes alrededor de H₃O⁺ y OH⁻ representan concentraciones molares. El valor de Kᵥ para cualquier disolución acuosa será siempre 1 × 10⁻¹⁴. Para el agua pura, la concentración de H₃O⁺ y de OH⁻ será siempre 1 × 10⁻⁷ M. Por esto el agua pura se considera neutra. Si se añade un ácido al agua pura, el número de iones H₃O⁺ en la disolución aumentará. Para conservar el mismo producto iónico, el número de iones OH⁻ debe disminuir. Por ejemplo, si la concentración de H₃O⁺ aumenta a 1 × 10⁻³, la de OH⁻ disminuirá proporcionalmente a 1 × 10⁻¹¹, así:

Kᵥ = [H₃O⁺][OH⁻]

1 × 10⁻¹⁴ = [1 × 10⁻³][OH⁻]

(1 × 10⁻¹⁴) / (1 × 10⁻³) = [OH⁻]

[OH⁻] = 1 × 10⁻¹¹

Por lo tanto, si se conoce la concentración de H₃O⁺ o de OH⁻ en una disolución acuosa, puede calcularse la de la otra, porque el producto de ambas debe ser siempre 1 × 10⁻¹⁴.

Trabajar con exponentes negativos al referirse a H₃O⁺ y OH⁻ puede resultar confuso. En 1909, el bioquímico danés Sørensen usó una escala logarítmica para expresar la concentración de H₃O⁺ de cualquier disolución. Esta escala se conoce como escala de pH, porque representa el “potencial de hidrógeno” (power of hydrogen). La ecuación es:

pH = −log[H₃O⁺]

Esta ecuación se vuelve muy simple cuando la concentración de H₃O⁺ escrita en notación exponencial empieza con 1, por ejemplo 1 × 10⁻³. El logaritmo de 1 es 0, y el logaritmo de 10⁻³ es −3. El cálculo queda:

pH = −log[H₃O⁺]

pH = −log[1 × 10⁻³]

pH = −[log 1 + log 10⁻³]

pH = −[0 + (−3)]

pH = −(−3)

pH = 3

La escala de pH va de 0 a 14. La marca central “neutra”, 7, se basa en la autoionización del agua a 25 °C, es decir, 1 × 10⁻⁷ moles de H₃O⁺ por litro de agua. Las disoluciones con pH menor que 7 poseen más H₃O⁺ y menos OH⁻, y se consideran ácidas. Las disoluciones con pH mayor que 7 poseen menos de 1 × 10⁻⁷ de H₃O⁺ (y por lo tanto más OH⁻), y se consideran básicas o alcalinas. Como los valores de pH se basan en logaritmos en base 10, cada unidad de pH difiere por un factor 10. Por ejemplo: un ácido con pH 5 es 10 veces más ácido que uno con pH 6; un ácido con pH 4 es 100 veces más ácido que uno con pH 6.

Las personas deben mantener un rango muy estrecho de pH en la sangre para que las enzimas reaccionen y funcionen correctamente. El pH normal de la sangre humana se mantiene en un valor ligeramente alcalino de 7,4. Puede ocurrir la muerte si el pH sanguíneo cae por debajo de 6,8 (acidosis) o sube por encima de 7,8 (alcalosis). Los pulmones y los riñones ayudan a regular el pH de la sangre absorbiendo o liberando iones H₃O⁺. Mantener el pH adecuado del agua también es vital para los organismos acuáticos. La mayoría de los peces y plantas acuáticas pueden sobrevivir solo en aguas con pH entre 4 y 8,5.

La medición del pH puede realizarse usando colorantes orgánicos. Una prueba cualitativa amplia consiste en añadir papel tornasol (litmus), extraído de líquenes, a la disolución. En presencia de una disolución ácida con pH menor que 4,3, el tornasol vuelve roja la disolución. En presencia de una disolución básica por encima de pH 8,3, la vuelve azul.

El papel tornasol suele ser más cómodo: se preparan tiras de papel blanco impregnadas con solución de tornasol rojo o azul y luego se secan. Para probar si una disolución es ácida o básica se coloca una gota sobre el papel. Un ácido vuelve rojo el papel azul, y una base vuelve azul el papel rojo. Si la disolución es neutra, ni el papel rojo ni el azul cambian.

Colorantes orgánicos que cambian de color en un rango más estrecho permiten determinar con mayor exactitud el pH. En este kit se incluyen tres indicadores de rango estrecho: rojo de metilo (methyl red), azul de bromotimol (bromthymol blue) y fenolftaleína (phenolphthalein). Sus rangos de pH se muestran en la Tabla 1. Si el pH de la disolución probada está en medio del rango, los dos colores se mezclan, resultando un color intermedio (por ejemplo, amarillo y azul → verde).

Tabla 1

Indicador | Rango de pH

Methyl Red | rojo < 4,4 — naranja — > 6,2 amarillo

Bromthymol Blue | amarillo < 6,0 — verde — > 7,6 azul

Phenolphthalein | incoloro < 8,2 — rosado — > 10,0 rojo

Los indicadores como rojo de metilo, azul de bromotimol y fenolftaleína pueden mezclarse para formar un indicador universal que cambia de color a lo largo de toda la escala de pH (aprox. 1–14). Este indicador de amplio rango se comercializa habitualmente como papel de pH. Para medir pH con papel de pH, se coloca una gota de la muestra sobre el papel (o se sumerge una tira) y el color resultante se compara con una carta de colores.

Los papeles de pH de rango corto se usan para obtener mayor precisión, midiendo con resolución de 0,5 a 0,2 unidades de pH dentro de una porción de la escala.

El pH también puede medirse con un pH-metro. Consta de un electrodo de referencia y un electrodo de vidrio; el voltaje del electrodo cambia solo cuando cambia la concentración de H₃O⁺ en la disolución. El equipo suele calibrarse con soluciones patrón de pH 4,0; 7,0 y 10,0, dependiendo del tipo de medidor, y luego puede usarse para medir el pH de otras disoluciones.

Existen otros indicadores naturales de pH, incluidos pigmentos vegetales que cambian de color cuando cambia el pH del suelo. Entre ellos están la col morada (repollo morado), cerezas, uvas, cebollas rojas, pétalos de rosa e hibisco.

Preguntas previas al laboratorio (Pre-Lab Questions)

1. El pH de una disolución se midió y resultó ser 10,0.

   1. a. ¿La disolución es un ácido o una base?

   2. b. ¿Cuál es la concentración de iones H₃O⁺ en la disolución?

   3. c. ¿Cuál es la concentración de iones OH⁻ en la disolución?

2. 
   

   1. ¿Cuál es la concentración de iones OH⁻ en el agua pura?

   2. ¿Cuál es la concentración de iones H₃O⁺ en el agua pura?

3. A medida que el pH aumenta, la concentración de iones H₃O⁺ (escoge una): aumenta / disminuye.

4. A medida que el pH disminuye, la concentración de iones H₃O⁺ (escoge una): aumenta / disminuye.

5. A medida que el pH aumenta, la concentración de iones OH⁻ (escoge una): aumenta / disminuye.

6. A medida que el pH disminuye, la concentración de iones OH⁻ (escoge una): aumenta / disminuye.

7. Si se añade un ácido a una disolución que tiene pH 12, el pH de la disolución (escoge una): aumenta / disminuye.

8. Si se retira una base de una disolución que tiene pH 10, el pH de la disolución (escoge una): aumenta / disminuye.

9. La concentración de iones H₃O⁺ en una disolución es 1 × 10⁻12.

   1. a. ¿Cuál es la concentración de iones OH⁻ en la disolución?

   2. b. ¿Cuál es el pH de la disolución?

   3. c. ¿La disolución es un ácido o una base?

10. La concentración de iones OH⁻ en una disolución es 1 × 10⁻10.

    1. a. ¿Cuál es la concentración de iones H₃O⁺ en la disolución?

    2. b. ¿Cuál es el pH de la disolución?

    3. c. ¿La disolución es un ácido o una base?

11. El pH del Lago A se midió y fue 6,0. El pH del Lago B fue 4,0.

    1. a. ¿Cuál lago es más ácido?

    2. b. ¿Cuántas veces más ácido es ese lago?

Comprender la medición de pH

En las siguientes actividades explorarás el concepto de pH (el “potencial” o potencia del ión hidrógeno). Determinarás si diversas disoluciones son ácidas, básicas o neutras usando indicadores orgánicos. Usarás papel de pH universal para determinar el pH de un ácido y una base de referencia. También determinarás el pH de dos disoluciones rotuladas como “desconocidas”.

Precaución: El ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio son corrosivos para la piel y la ropa. Si ocurre un derrame sobre la piel o la vestimenta, enjuaga de inmediato con abundante agua. Los indicadores rojo de metilo y azul de bromotimol pueden manchar permanentemente la ropa.

Materiales

• Bandeja de reacciones de 20 pocillos

• 2 tiras de papel tornasol azul

• 2 tiras de papel tornasol rojo

• Varilla de agitación

• Vaso pequeño o copas (para muestras)

• Bombilla/pitillo

• Probeta cilíndrica

• Carta de pH, 1–14

• Toallas de papel

Material compartido por todos los grupos (en la estación de materiales):

• Dispensador de papel de pH universal (pH 1,0–14,0)

• 2 frascos de 15 mL de HCl 0,1 M

• 2 frascos de 15 mL de NaOH 0,1 M

• 2 frascos de 15 mL de rojo de metilo 0,02 %

• 2 frascos de 15 mL de azul de bromotimol

• 2 frascos de 15 mL de fenolftaleína 1 %

• 2 frascos de 15 mL rotulados “Desconocido n.° 1”

• 2 frascos de 15 mL rotulados “Desconocido n.° 2”

Actividad A: Uso de colorantes indicadores para determinar el pH

Procedimiento

1. Orienta la hoja de la bandeja de reacciones de modo que haya 4 columnas verticales y 5 filas horizontales de pocillos.

2. Con un lápiz, numera los pocillos del 1 al 20, avanzando de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo, como se muestra (ver Bandeja de reacciones en la imagen siguiente). Escribe el número en la superficie inferior de cada pocillo. En el ejercicio siguiente, la segunda columna de pocillos funcionará como control, en la cual no se añaden gotas de ácido ni de base. Compararás la columna “Control” con los cambios de color (o la ausencia de cambios) que ocurran en la columna “Ácido” a la izquierda del control y en la columna “Base” a la derecha del control.

   

3. Coloque una tira de papel pH o una gota de indicador en el centro de los pocillos especificados, de la siguiente manera:

a. Coloque una tira de 1 cm de papel tornasol rojo (aproximadamente del largo de la uña de su dedo índice) en los pocillos 1, 2 y 3.

b. Coloque una tira de 1 cm de papel tornasol azul en los pocillos 5, 6 y 7.

c. Coloque 1 gota de rojo de metilo al 0.02% en los pocillos 9, 10 y 11.

d. Coloque 1 gota de azul de bromotimol al 0.04% en los pocillos 13, 14 y 15.

e. Coloque 1 gota de fenolftaleína al 1% en los pocillos 17, 18 y 19.

4. El papel pH universal es preciso hasta el número entero de pH más cercano. Coloque una tira de 1 cm de papel pH universal en el pocillo 4 y otra tira de 1 cm en el pocillo 8.

5. Coloque 1 gota de ácido diluido (HCl 0.1 M) en cada una de las tiras de prueba de pH o gotas de solución indicadora en la primera columna ("Ácido"), en los pocillos numerados 1, 5, 9, 13 y 17. En la cuarta columna ("Papel pH"), coloque 1 gota de ácido diluido (HCl 0.1 M) en el papel pH universal del pocillo 4.

6. Coloque 1 gota de base diluida (NaOH 0.1 M) en cada una de las tiras de prueba de pH o gotas de solución indicadora en la tercera columna ("Base"), en los pocillos numerados 3, 7, 11, 15 y 19. En la cuarta columna ("Papel pH"), coloque 1 gota de base diluida (NaOH 0.1 M) en el papel pH universal del pocillo 8.

7. En la Tabla 2, registre los colores originales de las tiras de papel pH de control y las gotas de solución indicadora. Luego, registre cualquier cambio de color que haya observado en la primera columna (ácido) y la tercera columna (base). También registre los cambios de color para los pocillos 4 y 8 en la cuarta columna. Compare el cambio de color en las tiras de pH universal con la tabla de pH para obtener el valor de pH del ácido y la base. Registre estos resultados también en la Tabla 2.

8. Cuando haya terminado, enjuague toda la bandeja con agua y séquela con una toalla de papel.

Papel o indicador	Número(s) de pocillo	Color con ácido	Control (Color original)	Color con base
Papel tornasol rojo	1, 2, 3
Papel tornasol azul	5, 6, 7
Rojo de metilo	9, 10, 11
Azul de bromotimol	13, 14, 15
Fenolftaleína	17, 18, 19
Papel pH universal	4
Papel pH universal	8

Actividad B: pH de muestras desconocidas #1 y #2

Actividad B: pH de las Sustancias Desconocidas 1 y 2

En esta actividad, realizarás lo siguiente:

- Determinar si las soluciones etiquetadas como Desconocida 1 y Desconocida 2 son ácidas o básicas, observando cómo reaccionan el papel tornasol rojo y azul con ellas.

- Estimar el rango de pH de las soluciones desconocidas, deducido por los colores formados en las reacciones con cada uno de los tres indicadores.

- Determinar qué tan bien estimaste el pH colocando una gota de cada solución desconocida en una tira de papel indicador universal y comparando el color con los valores de pH en una tabla de referencia de pH.

Procedimiento

1. Verifica la bandeja y asegúrate de que los pocillos estén secos. Orienta la hoja de la bandeja de reacción de manera que haya 4 columnas verticales y 3 filas horizontales de pocillos, como lo hiciste en la Actividad A.

En el siguiente ejercicio, la segunda columna de pocillos servirá como control, donde no se agregarán gotas de ácido o base. Compararás la columna de "control" con los cambios de color (o la falta de cambios) que ocurren en la columna de "Ácido" a la izquierda del control, y la columna de "base" a la derecha del control.

2. Coloca una tira de papel pH o una gota de indicador en el centro de los pocillos especificados, de la siguiente manera:

a. Coloca una tira de 1 cm de papel tornasol rojo (aproximadamente del largo de la uña de tu dedo índice) en los pocillos 1, 2 y 3.

b. Coloca una tira de 1 cm de papel tornasol azul en los pocillos 5, 6 y 7.

c. Coloca una gota de rojo de metilo al 0.02% en los pocillos 9, 10 y 12.

d. Coloca una gota de azul de bromotimol al 0.04% en los pocillos 13, 14 y 15.

e. Coloca una gota de fenolftaleína al 1% en los pocillos 17, 18 y 19.

Actividad C: Determinación del pH de sustancias domésticas

En esta parte del laboratorio, probarás varios líquidos domésticos como jabones, champú, limpiadores con amoníaco-lejía, bebidas carbonatadas, jugos de frutas, café negro, leche, agua mineral y vinagre. Sustancias comunes en polvo que podrían probarse incluyen bicarbonato de sodio, tabletas trituradas o aspirina simple, vitamina C e ibuprofeno. También se pueden probar los jugos de frutas y vegetales; las posibilidades incluyen tomates, limones, cebollas, naranjas y manzanas.

Procedimiento

1. Verifica la bandeja y asegúrate de que los pocillos estén secos. Orienta la hoja de la bandeja de reacción para que haya 4 columnas verticales y 5 filas horizontales de pocillos, como lo hiciste en la Actividad A.

2. Coloca una tira de papel pH universal de 1 cm en cada pocillo separado para las pruebas.

3. Puedes determinar el pH de cualquier líquido usando una varilla agitadora para colocar 1 gota sobre la tira de papel pH universal, y luego comparando el color resultante con la tabla en el dispensador.

4. Para polvos: añade una pequeña cantidad a un vaso o recipiente; agrega 5 mL de agua y mezcla con una varilla agitadora. Usa una varilla agitadora o gotero para transferir 1 gota de esta mezcla al papel pH en el pocillo. Enjuaga la varilla agitadora o gotero con agua después de cada uso.

5. Para tabletas sólidas: tritúralas hasta convertirlas en polvo en un vaso de precipitados pequeño o taza, y luego añade 5 mL de agua. Mezcla completamente.

6. Para frutas y vegetales: haz un puré machacando un pequeño trozo con una varilla agitadora; prueba 1 gota del líquido producido.

7. Salgan al patio y recojan muestras de hojas de árboles y pasto.

Actividad D: Dióxido de carbono disuelto en agua

Esta actividad demuestra los cambios que ocurren cuando el dióxido de carbono se disuelve en agua.

Precaución: Haz todo correctamente y no olvides el líquido. En cualquiera de los pocillos, asegúrate de usar gafas protectoras, delantal y guantes antes de realizar esta actividad.

Procedimiento

1. Obtén la bandeja y asegúrate de que los pocillos estén secos. Orienta la hoja de la bandeja de reacción para que haya 4 columnas verticales y 5 filas horizontales de pocillos, como lo hiciste en la Actividad A.

2. Añade 5 mL de agua destilada a los pocillos 10, 11, 14 y 15.

3. Agrega 2 gotas de rojo de metilo a los pocillos 10 y 11 y mueve suavemente la bandeja de adelante hacia atrás para mezclar el indicador con el agua. ¿De qué color es la solución?

4. Añade 2 gotas de azul de bromotimol a los pocillos 14 y 15, y mueve suavemente la bandeja de adelante hacia atrás para mezclar el indicador con el agua en cada pocillo.a. ¿De qué color es la solución?

   b. ¿Qué te indica este color sobre el pH de la solución en el frasco?

5. Introduce un popote en el pocillo 11 y sopla suavemente a través del popote.

6. ¿Qué le ocurre al color de la solución de rojo de metilo durante el transcurso de varios minutos?

7. Consulta la Tabla 1 para ver las transiciones de color por pH del rojo de metilo. Describe lo que ocurrió al soplar en el pocillo 11 y qué indica.

8. Enjuaga bien el extremo del popote y luego introdúcelo en el pocillo 15. Sopla suavemente a través del popote.

9. ¿Qué le ocurre al color del azul de bromotimol durante el transcurso de unos minutos, en comparación con la solución control en el pocillo 14?

10. Consulta la Tabla 1 para ver las transiciones de color por pH del azul de bromotimol. Describe lo que ocurrió al soplar en el pocillo 15 y qué indica.

    
    

11. Registra todo mediante fotografías y apuntes detallados en tu cuaderno.