Determinación colorimétrica del pH

F acultad I ngeniería B arranquilla arranquilla 2014-1

DETERMINACIÓN COLORIMÉTRICA COLORIMÉTRICA DEL pH Hans Cortés; Andrea Gutiérrez; Jennifer Miranda; Merylinda Moreno Universidad del Atlántico 31/03/2014

RESUMEN En esta práctica se utilizó el método colorimétrico para determinar experimentalmente el pH de una solución y se usó este dato en el cálculo de las constantes cons tantes de acidez y basicidad, esto para distinguir un ácido y una base de acuerdo a su pH. Se prepararon varias soluciones de pH conocido y se observaron las coloraciones que son características de algunos indicadores en soluciones de diferentes pH, además de determinar el mismo para otras disolciones tomando varias muestras de cada una y agregándoles un indicador diferente para advertir las diferentes coloraciones de los mismos a un determinado pH de estas soluciones.

Palabras claves: Ácido, base, equilibrio ácido-base, constante de acidez, constante de basicidad, indicador, colorimetría, pH, pOH.

ABSTRACT In this experience the colorimetric method was used to determine the pH of a solution experimentally, this data was used in the calculation of acidity and basicity constants to distinguish an acid and a base according to its pH. Some solutions of known pH were prepared and the characteristical colorations of some pH indicators were observed, in adition, the pH was determined for other solutions taking some samples of each one and adding a different indicator to these, observing the variety of colorations for a specific pH of the solutions. equilibrium, acidity constant, constant, basicity constant, constant, pH K e y w o r d s : Acid, base, acid-base equilibrium, indicator, colorimetry, pH, pOH.

F acultad I ngeniería B arranquilla 2014-1

INTRODUCCIÓN. Los sistemas donde se presentan reacciones reversibles y, por consiguiente, equilibrios químicos, representan un amplio marco de referencia para el estudio del comportamiento de las sustancias presentes en una disolución así como de los tipos de moléculas que las conforman. En particular, un campo de interés para la química analítica son los fenómenos que ocurren entre los iones que componen las especies durante una reacción química, con los cuales también se generan equilibrios. Realmente, cuando se prepara una disolución acuosa de un compuesto, éste no permanece completamente estructurado, sino que se disocia en los respectivos iones de los cuales está formado; a su vez, dichos iones reaccionan para formar la sustancia original hasta que se llega al estado donde la velocidad de disociación del compuesto y la de reacción de los iones es igual. Este estado, clave en el desarrollo del análisis químico cuantitativo se denomina equilibrio ácido-base, gracias a la participación que tienen las especies en una reacción reversible. A través del tiempo se han hecho infinidades de investigaciones y teorías acerca de ésta clase de equilibrio químico, describiendo los tipos de sustancias que en este participan, las cuales se denominan ácidos y bases, términos que

se han ido perfeccionando para describir mejor la función que cumplen las especies en solución cuando se presentan equilibrios ácido-base. En la antigüedad se consideraba que los ácidos eran sustancias que, aparte de tener un sabor agrio, hacían tornar de color rojo al papel tornasol, mientras las bases además de poseer un sabor amargo daban al papel tornasol por contacto una coloración azul. Se pensó también que los ácidos podían contener oxígeno, hipótesis que fue desmentida por Humphry Davy en 1810[1], cuando demostró que el ácido clorhídrico estaba conformado por los iones H+ y Cl-, posterior a lo cual se reconoció al ion hidrógeno como componente esencial de toda especie ácida. Un pionero en la investigación sobre esta clasificación de sustancias químicas fue Svante Arrhenius, quien postuló que son ácidos los compuestos que contienen hidrogeniones (iones H+) y son bases los que tienen iones hidroxilo (OH-), y que además, dichos ácidos y bases producían un exceso de H+ y OH-, respectivamente, en disolución acuosa. Esta teoría ha recibido numerosas críticas por las limitaciones que posee, al no tener en cuenta otros criterios para la clasificación de sustancias químicas en ácidos o bases, además de no tener en cuenta otros medios diferentes del acuoso donde se produzcan reacciones que involucren hidrogeniones y/o hidroxilos.


Posteriormente, en 1923 y, por separado, los químicos Johannes Brønsted y Thomas Lowry desarrollaron una teoría más amplia sobre el comportamiento de sustancias ácidas y básicas en reacciones en estado de equilibrio. Propusieron considerar como ácida la especie que, en equilibrio, puede donar un protón H+ y formar una especie denominada base conjugada [1], a la vez, toda sustancia básica tiene la capacidad de recibir el hidrogenión donado por el ácido para formarse el denominado ácido conjugado. Los conjugados resultan ser, entonces, los productos de una reacción ácido-base en equilibrio, y reciben tales denominaciones puesto que, en equilibrio, la base conjugada es quien acepta el protón donado por el ácido conjugado para producir nuevamente el ácido original, y el ácido conjugado dona el ion H+ para producir la otra sustancia, que era originalmente la base. Tiempo después, en 1938, el científico norteamericano Gilbert Newton Lewis propuso una nueva hipótesis sobre el comportamiento de este tipo de sustancias. Según él, se comporta cómo ácido el compuesto cuyo átomo central puede aceptar pares de electrones para formar enlaces covalentes, mientras que una base dona un par de electrones libres estableciendo así un enlace covalente coordinado o dativo. La contundencia de esta teoría está basada en su versatilidad, ya que es válida para cualquier tipo de

solvente diferente del agua y para todo tipo de reacción, no necesariamente se debe formar una sal o pares ácido-base conjugados [1]. Un concepto importante sobre la teoría de ácidos y bases es la fuerza de éstos [1]. Un ácido o base se dicen fuertes si en disolución acuosa se disocian casi en su totalidad en los respectivos iones que las conforman con el fin de ganar electrones o protones, respectivamente. En caso contrario, si no se disocian completamente y producen reacciones que alcanzan el equilibrio químico se denominan débiles. Esta capacidad de disociación puede estudiarse con profundidad, por ejemplo, al medir las concentraciones de los iones hidronio, H3O+, producidos gracias a la cesión de un protón H+ al agua por parte de un ácido. De manera análoga, se puede tener un criterio acerca de la fuerza de una base al determinar la concentración de hidroxilo en la muestra problema producto de la recepción del protón por parte de la base. Debido a que el análisis químico cuantitativo se centra en el estudio de equilibrios químicos en soluciones diluidas, las concentraciones analizadas de los iones tienden a ser pequeñas, de un orden de magnitud no mayor a 10-1 M o 1 M en el caso de las disoluciones más concentradas de interés, y en soluciones suficientemente diluidas pueden presentarse concentraciones con un orden de magnitud de 10-5 M e incluso


menores, lo que torna muy engorroso el análisis de los equilibrios ácido-base. Gracias a esto, en 1909, el bioquímico danés Søren Sørensen definió dos cantidades denominadas pH (potencial de hidrógeno) y pOH, de la siguiente manera [2]:

  [ ]   [ ] Donde [H+] y [OH-] son las concentraciones de los iones hidrógeno e hidroxilo, y log es el logaritmo decimal. Para soluciones diluidas, dado que la actividad tiende a la concentración [2], simplemente se reemplazan éstas últimas en las ecuaciones anteriores. Estos valores son más simples de manejar que las concentraciones y permiten establecer escalas con las cuales sea posible clasificar los compuestos cómo ácidos o básicos. Por ejemplo, una solución de HCl acuosa 0.1 M tiene un pH igual a 1, y una solución de NaOH 0.1 M tendrá un pOH igual a 1. Si la solución tiene un pH de 7, se denomina neutra. El agua pura es el mejor ejemplo de una solución de este tipo. Existen diversos métodos para determinar el pH de las disoluciones. Uno implica el uso de un dispositivo denominado pHmetro, cuyo funcionamiento se basa en un método potenciométrico [4], y el más práctico incluye el uso de sustancias químicas denominadas indicadores, que a

determinada concentración de H3O+ u OH- toman un color diferente, como también pueden no presentar ninguna coloración. Naturalmente, se utilizan ácidos y bases débiles como indicadores, cuyos ácidos o bases conjugados poseen colores propios, los cuales determinan la acidez o basicidad del medio [1]. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. Cada uno tiene una zona de viraje limitada: más allá de los valores extremos respectivos, la coloración deja de guardar paralelismo con los de pH. Hará falta, pues, disponer de más de uno. Los hay policromos, que dan dos colores extremos diferentes, con todos los matices intermedios; y monocromos que solo dan tonalidades del mismo color [2]. Para distinguir un ácido y una base de acuerdo a su pH y determinar su acidez colorimétricamente a través del uso de estos indicadores, se toman muestras de diferentes concentraciones de distintas sustancias para comparar el cambio de coloración y por ende su pH.


gotas del indicador naranja de metilo. Y así se repitió el procedimiento de extraer 1 ml, cambiando el indicador a rojo de metilo, luego a azul de bromotimol, después a fenolftaleína y finalmente a amarillo de alizarina. Luego se realizó el mismo procedimiento, esta vez cambiando de sustancia, utilizando NaOH, cuyas soluciones preparadas tuvieron concentraciones entre 10-12 y 10-8 M.

Fig. 1. Escala y valores de pH para algunas soluciones de uso cotidiano [3].

METODOLOGÍA EXPERIMENTAL. Esta experiencia se desarrolló en dos etapas, donde en la primera se advirtieron los cambios de coloración de los indicadores luego de agregados a varias disoluciones de HCl y NaOH, organizadas en la gradilla de tal manera que cada uno de los tubos de ensayo contuviese una disolución más diluida que la anterior. Se colocaron 10 tubos de ensayos limpios y secos, en los cinco primeros tubos se prepararon 10 ml por dilución soluciones con concentraciones desde 10-2 M hasta 10-6 M de HCl, se extrajo 1 ml de cada una de estas soluciones y se vertieron en los otros 5 tubos de ensayo, luego se agregaron 2

En una segunda parte de la experiencia se observaron los distintos virajes de coloración que presentaban los indicadores agregados a diferentes muestras de una misma solución, realizándose varias repeticiones con disoluciones varias. Se tomaron 5 tubos de ensayo y se adicionaron a cada tubo de ensayo 1 ml de ácido acético (CH3COOH). Al primer tubo de ensayo se le agregaron dos gotas de naranja de metilo, al segundo dos gotas de rojo de metilo, al tercero dos gotas de azul de bromotinol, al cuarto dos gotas de fenolftaleína y al quinto tubo de ensayo dos gotas de amarillo de alizarina. Se observaron los resultados y se tabularon los colores observados. Se repitió el procedimiento anterior para las disoluciones de amónico (NH3), hidróxido de sodio (NaOH) y ácido clorhídrico (HCl) y se anotaron los cambios ocurridos en dichas soluciones.


DISCUSIÓN Y RESULTADOS HCl

Fenolftaleín Azul de a bromotinol

Rojo de Naranja Amarillo de metilo de metilo Linaza

pH 2

Incoloro

Amarillo

pH 3 pH 4

incoloro Incoloro

Amarillo Amarillo

Rojo fuerte Rojo Rojo

pH 5

Incoloro

pH 6

incoloro

Amarillo claro Amarillo pálido

Rojo

Rojo oscuro Rosado Naranja claro Naranja

Rojo claro

Naranja fuerte

Incoloro Incoloro Incoloro Amarillo transparente Amarillo Transparente

Tabla 1: Datos experimentales obtenidos al adicionar gotas de indicadores a muestras de HCl

NaOH

Fenolftale Azul de ína bromotinol

Rojo de metilo

pH 12

Fucsia

Amarillo Morado

pH 11 pH 10

Fucsia Rosa

pH 9

Rosado Pálido incoloro

pH 8

Azul oscuro Azul Azul pálido Azul pálido Azul marina

Naranja de Amarillo de metilo Linaza

Amarillo Amarillo

Amarillo fuerte Amarillo Amarillo claro Amarillo pálido incoloro

Morado Morado pálido Rosa amarillo Amarillo

Amarillo claro Amarillo pálido

Tabla 2: Datos experimentales obtenidos al adicionar gotas de indicadores a muestras de NaOH

Indicador 2 fenolftaleína Azul de Bromotinol Rojo de metilo Naranja de Metilo Amarillo de Linaza

3

4

5

6

Tabla 3: Escala calorimétrica de acidez y basicidad

7

8

9

10

11

12


Analizando los datos obtenidos de la tabla 1 y 2 que se realizaron de manera experimental de acuerdo con la metodología, se puede decir, que corresponden con los datos de coloración de la tabla 3 que muestra la escala calorimétrica de acidez y basicidad para los correspondientes indicadores utilizados. Según la experimentación con la solución de NaOH y el HCl se obtuvieron los siguientes resultados al agregarles los indicadores: 

Fenolftaleína

Con el indicador de fenolftaleína en las soluciones acidas de HCl fue incoloro mientras en las soluciones básicas se obtuvo un cambio de color fucsia intenso a partir del PH 12 hasta el PH 8 es incoloro como se muestra en la figura 2.

Figura 2. Colorimetría en soluciones básicas con la fenolftaleína. 

Azul de Bromotinol

Con este indicador las soluciones acidas son de un color amarillo fuerte desde el pH 2 a medida que aumenta se va degradando hasta un amarillo pálido con el pH 8, mientras que en las soluciones básicas son de un color azul oscuro con un pH 12 a medida que disminuye se va tornado amarillo como se muestra en la figura 3.

Figura 1. Colorimetría en solución ácida con fenolftaleína.

Figura 3. Coloración en soluciones básicas con el indicador Azul de Bromotimol.

F acultad I ngeniería B arranquilla 2014-1 

Rojo de Metilo

Con el indicador de rojo de metilo las soluciones básicas toman un color amarillo a medida que disminuye el pH se va degradando hasta un naranja, para las soluciones acidas es de un color rojo a medida que aumenta el pH se obtiene un color amarillo anaranjado. Figura 6. Indicador de Naranja de Metilo en soluciones ácidas.



Figura 4. Coloración del Rojo de metilo en soluciones acidas de HCl. 

Naranja de Metilo

Para el naranja de metilo este indicador en soluciones básicas se obtiene un color naranja a medida que aumenta el pH es de color morado, para las soluciones acidas de pH 2 es de un color Rojo oscuro a medida que aumenta el pH el resultado en un color naranja amarillento, ver figura 5 y 6.

Amarillo de Alizarina

Este indicador en soluciones acidas a partir de un PH 2 es incoloro, a medida que aumenta el pH hasta las soluciones básicas se obtiene un color amarillo pálido, en el pH 12 es un amarillo fuerte como lo indica la figura 7.

Figura 7. Coloración de soluciones básicas con el indicador de Amarillo de Alizarina.

Figura 5. Coloración en soluciones básicas del Naranja de Metilo.


A la hora de medir el viraje de las sustancias (ácido acético, amoniaco, vinagre, Sprite) con los diferentes indicadores se obtienen los resultados como se observan en la tabla 4. Ind.

CH3COOH

NH3

NM

Rojo claro

Naranja

RM

Rojo fuerte

ABT

Naranja

F

Transparente Amarillo claro

AA

Amarillo claro Azul fuerte Violeta Amarillo pálido

Vinagre Rosado pálido

Sprite Rosado pálido

Rojo

Rojo

Amarillo

Amarillo

Transparente

Transparente

Transparente

Transparente

Tabla 4. Datos experimentales de soluciones de ácido acético, amoniaco, vinagre y sprite . (Claves: NM: Naranja de metilo, RM: Rojo de metilo, ABT: Azul de bromotimol, F: Fenolftaleína, AA: Amarillo de alizarina.)

Figura 8. Coloración de amoniaco con la adición de los indicadores de pH utilizados.

Gaseosa: La gaseosa se clasificó en un rango de pH de 2-4 esto quiere decir un pH acido según la literatura por la presencia del ácido cítrico y del ácido fosfórico el pH de la gaseosa es acido.

Es de analizar que con todos los indicadores el ácido acético, la gaseosa Sprite y el vinagre es de pH acido, donde por la coloración el pH del ácido acético es pH 5, la del Sprite es pH 4 y el del vinagre es pH 6. Para el amoniaco el pH fue de 10 ya que con todos los indicadores su coloración tendió hacia dicho pH, como se puede apreciar en la figura 8.

Amoniaco: Utilizando este método se clasificó el amoniaco en un rango de pH de 11-12, el cual en solución acuosa tiene un pH dependiente de la concentración pero siempre básico.

Figura 9. Coloración de la sprite con la adición de los indicadores de pH utilizados.

Vinagre: Según los datos, tiene un rango de pH de 3-4, y esto se da porque el vinagre es ácido acético diluido.


PREGUNTAS. 1. ¿Cuál es el pH aproximado de las soluciones de ácido acético, amoniaco y de las muestras problemas? Basándose en los colores que se nos presentaron en cada muestra con cada indicador, se puede establecer que los pH aproximados para cada sustancia son: Fi gura 10. Coloración del vinagre con la adición

de los indicadores de pH utilizados.

Ácido Acético: Según la colorimetría tiene un rango de pH de 2-3 al ser un ácido débil, el cual, como es natural, presenta mayor concentración de hidrogeniones que el vinagre.









NH3: el pH es aproximadamente 11. CH3COOH: el pH aproximadamente 2.5.

es

HCl: el pH es aproximadamente 3. NaOH: el pH es aproximadamente 12.

2. Calcular el valor aproximado de las constantes de disociación, el Ka del ácido acético y el Kb del amoniaco, con los valores aproximados de pH. Para una concentración de 0.1M de CH3COOH pH= -log[H3O+] = 2.5 log[H3O+] = -2.5 Fi gura 11. Coloración del ácido Acético con la

adición de los indicadores de pH utilizados.

[H3O+] = 10-2.5 [H3O+] = 0.0316 = x


Para el equilibrio: CH3COOH + H2O  

CH3COO- + H3O+

I

0.1 M

0

C

-x

+x

+x

x

x

E 0.1M-x

0

[ ][  ] [][]    [ ] [  ]  

[][]       

Para una concentración de 0.1M deNH3 pH= -log[H3O+] = 14 - pOH = 11 log[H3O ] = pOH-14 = -11 [H3O+] = 10-2

CH3COO- +

H+

I

0.35 M

0

0

C

-x

+x

+x

E 0.35 M-x

x

x

K a: 1.8*10-5



1.8*10-5 = 

Entonces: 6.3*10-6 – 1.8*10-5 = x2 X2 + 1.8*10-5 X – 6.3*10-6 =0

Por definición el pH = - Log [H+], entonces; pH = -Log [2.50*10-3]

-

Log [OH ] = 11-14 = -3 [OH-] =10-3 =0.003 = x

PH = 2.60.

Para el equilibrio: NH4+ + OH-

I

0.1 M

0

C

-x

+x

+x

E

0.1M-x

x

x

0

[  ][ ] [][]    [] [  ]  

CH3COOH

Resolviendo por medio de la ecuación cuadrática se obtiene que X= 2.50*10-3; entonces [H+] = 2.50*10-3.

+

NH3+ H2O 

3. ¿Cuál es el indicador apropiado para estimar el pH de una solución CH3COOH 0.35 M?

[][]       

El indicador apropiado para estimar este pH es el azul de timol, el cual tiene un rango de viraje de coloración de (1.2-2.8) [5].

4. Calcular el volumen de HCl que se necesitan para preparar una solución de pH 4 partiendo de 7 ml de una solución de pH 2. pH= -log[H3O+] [H3O+] = 10-pH C1=10-2 M


C2= 10-4M

-5

K a: 1.8*10

V1 = 7 ml, V2= volumen necesario

5. Determínese [H3O+], [OH-], pOH, pH en cada uno de los siguientes casos: H2O pura, CH3COOH 0.2 M y NH3 0.2 M En el caso del H2O pura: +

2H2O

H3O

1.8*10 =

 

Entonces: 3.6*10-6 – 1.8*10-5 = x2

  ()( )       ( ) 



-5

X2 + 1.8*10-5 X – 3.6*10-6 =0 Resolviendo por medio de la ecuación cuadrática se tiene que X= 1.89*10-3 . Entonces: [H+] = 1.891*10-3 pH = -Log [1.891*10-3] = 2.72 2.72 + pOH = 14

pOH = 11.27

-

+ OH

pOH = -Log [OH-]

K a = [H3O+]*[OH-]/[H2O]2

[OH-]= 10-pOH

[OH-] = 10-11.27 = 5.37*10-12 M

Como [H2O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos k w = k a * [OH-]2



En el caso del NH3 0.2 M : NH3 + H2O

NH4 + OH-

K w = [H3O+]*[OH-], lo cual es conocido como producto iónico del agua.

I

0.2 M

0

0

Como k w = 1.0*10-14 M2

C

-x

+x

+x

x

x

En este caso: [H3O+] = [OH-] = √  ; entonces: [H3O+] = 10-7 , [OH-] = 10-7 pH = -Log [10-7] = 7, pOH = -Log [10-7] =7 

En el caso del CH3COOH 0.2 M:

CH3COOH I C

0.2 M -x

E 0.2 M-x

E

0.2 M-x

K b = 1.8*10-5



1.8*10-5 = 

Entonces: 3.6*10-6 – 1.8*10-5 = x2 X2 + 1.8*10-5 X – 3.6*10-6 =0

H

Resolviendo por medio de la ecuación cuadrática se obtiene X= 1.89*10-3 M

0

0

[OH-]= 1.89*10-3 M

+x

+x

pOH = -Log [1.89*10-3 ] = 2.72

x

x

2.72 + pH = 14

-

CH3COO

+

+

pH = 11.27


Como pH = - Log [H3O+] entonces [H3O+] = 10-Ph = 10-11.27 = 5.37*10-12 M.

CONCLUSIÓN De acuerdo a lo observado en la experiencia y a investigaciones posteriores a esta se concluye que el pH es una medida de la acidez o la alcalinidad de una solución, el cual indica la concentración de hidronios presentes en determinada sustancia. También que un indicador de pH es una sustancia que permite determinar y medir el pH en un medio, y que por lo general, como se observó en la experiencia, éste indicador cambia el color de una disolución, cuando interactúan con los hidronios o hidroxilos presentes en dicha disolución (protonación o desprotonación de la especie). A través de la prueba cualitativa de pH se pudo clasificar distintas sustancias en un rango de esta escala tomando como referencia los virajes de color a distintos pH de las sustancias indicadoras. De esta forma, se puede concluir que: Los colores de los indicadores varía de acuerdo al pH de las soluciones. Los intervalos de viraje de coloración de los indicadores dan una guía acerca del mejor indicador que debe utilizarse para determinar el pH de una disolución cualquiera.



Las sustancias usadas como el amoniaco, de pH 10 y su coloración con el indicador fenolftaleína es rosada, mientras que la coloración del ácido acético, vinagre y al sprite con el mismo indicador fue transparente por esto se puede decir que son sustancias ácidas.

BIBLIOGRAFIA [1]. Guia de laboratorio Quimica AnaliticaI, practica No. 3, Determinación colorimétrica del pH. [2]. PETRUCCI, Ralph H., HARWOOD, William S. Química General. Principios y Aplicaciones Modernas. Séptima edición. Editorial Prentice Hall. Madrid. 1999. p. 587, 588, 1011. [3]. PETRUCCI, Ralph H., HARWOOD, William S., HERRING, F. Geoffrey. Química General. Octava edición. Editorial Prentice Hall. Madrid. 2003. p. 674. [4]. CHANG, Raymond. Química. Sexta Edición. Turtleback Books. 2000. p. 598607





[5]. SKOOG, Douglas A., WEST, Donald M., HOLLER, F. James., CROUCH, Stanley R. Fundamentos de Química Analítica. Octava edición. Editorial Thomson. p. 374-377.

Determinación colorimétrica del pH

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