INDICADORES ACIDO-BASE Bernal León Joe Beltrán Santos Andrés GRUPO 8 1.
Resumen
En este laboratorio se tiene como objetivo reconocer el uso de indicadores visuales para señalar el ph de una solución. El pH de una solución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrogeno (en mol/L). En el laboratorio, el pH de una disolución se mide de forma precisa con un potenciómetro, también conocido como pH-metro. sin embargo también se emplean indicadores para medir el pH y para señalar el punto final, en donde la reacción entre el acido y la base termina; los indicadores cambian el color de una sustancia química a medida que el pH de la disolución varia. En la presente practica se realizaron una seria de experimentos con el fin de recopilar información, que nos determinan el pH y los tonalidades que se pueden llegar a en medio acido (HCl) y medio básico (NaOH) dependiendo de la clase de indicador que usemos. El primer paso fue tomar 6 tubos de ensayo y un vaso. A el primer tubo se le agrego 2 mL de HCl, a el segundo tubo se le agrego 1 mL HCl con el fin de empezar a disminuir la concentración, así que al segundo tubo se le agregaron 9mL de agua destilada, al tercero se le agrego 1 mL del segundo tubo (1mL HCl + 9mL agua), al cuarto se le agrego 1mL del tercer tubo más 9mL de agua y se hizo lo mismo hasta llegar al vaso. Después se procedió a verter dos gotas del indicador (verde malaquita, azul de bromofenol, verde de bromocresol, tornasol, fenolftaleína, alizarina) en cada tubo y en el vaso, para así observar los diferentes tonos que se dan a medida que la concentración disminuía y mirando cómo se comporta cada indicador en medio acido. Por último se realizó el mismo experimento pero con el hidróxido de Sodio, determinando como es el comportamiento de los diferentes indicadores en un medio básico. Se pudo observar claramente atreves de los cálculos como la concentración disminuye a medida que se va avanzando en el experimento, en otras palabras al tomar una 1mL de una tubo y pasarlo al otro. Y como conclusión, en una reacción acidobase se transfieren protones, y para la valoración de estas se requiere de un indicador. 2.
Palabras clave: para esta práctica son necesarias algunas palabras para tener en cuenta, ya que serán de gran utilidad para el desarrollo de la misma y y y y
Potenciómetro Indicadores Ácidos Bases
3.
Introducción
En esta práctica se tiene como objetivo general reconocer el uso de indicadores visuales para señalar el pH de una solución. En cuanto a los objetivos específicos: distinguir los diferentes indicadores acido ±base; saber elegir un indicador para una aplicación determinada de la titulación. El pH de una solución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrogeno (en mol/L). En el laboratorio, el pH de una disolución se mide de forma precisa con un potenciómetro, también conocido como pH-metro, el cual mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata o cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrogeno. sin embargo también se emplean indicadores para medir el pH y para señalar el punto final, en donde la reacción entre el acido y la base termina; los indicadores cambian el color de una sustancia química a medida que el pH de la disolución varia. este cambio de color es producto de las concentraciones de los iones H2 Y OH¯ en disoluciones acuosas, de esta manera podemos decir que el pH de una disolución aumenta a medida que H2 disminuye. Como sabemos sabemos en las reacciones reacciones acido-base se transfieren protones, para realizar la valoración de acido-base requieren de un indicador que tenga un cambio de color nítido; en presencia de una gran cantidad de agente reductor, el color del indicador es característico de su forma reducida. El indicador adopta el color que tiene en su forma oxidada cuando está presente en un medio oxidante, en el punto de equivalencia o cerca a este, ocurrirá un cambio de color fácilmente visible. 4.
Resultados
OBSERVACIONES En la siguiente tabla podemos ver el resultado de las soluciones al agregarle los diferentes indicadores; pero primero ahí que tener en cuenta la tabla de indicadores. INDICADOR
Violeta de metilo Verde de malaquita Azul de Bromofenol Naranja de Metilo Verde de Bromocresol Tornasol Azul de bromotimol Rojo de Cresol Fenoltaleina Amarillo de alizarina
RANGO DE pH
Color en medio Acido
Cambio de color medio neutro
Color en medio Básico
0-2
Amarillo
Violeta
0.2-1.8
Amarillo
Verdeazulado Azul-verdoso
3.0-4.6
Amarillo
Verde
Azul
3.1-4.4
Rojo
Anaranjado
Amarillo
3.8-5.4
Amarillo
Verde
4.5-8.3 6.0-7.6
Rojo Amarillo
Púrpura Verde
Verde Azulado Azul Azul
7.2-8.8
Amarillo
Anaranjado
Rojo
8.3-10 10.112.1
Incoloro Rosado Rojo Amarillo Anaranjado Lila
Azul
TABLA DE RESULTADOS PARA LOS INDICADORES
Indicador
Verde Malaquita
Naranja de Metilo Azul de Bromo timol Fenolftaleína
Amarillo de Alizarina
DATOS :
M
pH
Medio
Color
0.6
0.22
Acido
0.3 0.1
0.51 1
Acido Acido
0.01 0.001 0.001 0.0001
2 3 3 4
Acido Acido Acido Acido
0.00001 0.000001 0.0000001 0.000001 0.000001
5 6 7 8 8
Acido Acido Neutro Básico Básico
0.00001
9
Básico
0.0001
10
Básico
Amarillo verdoso Verde Verde oscuro Verde claro Verde claro Naranja Amarillo oscuro Amarillo Amarillo Verde Azul Rosa intenso Rosa intenso Rosa intenso Rosa intenso Rosado claro Rosado claro Lila Morado Azul Azul
0.001
11
Básico
0.0001
10
Básico
0.001
11
Básico
0.01 0.1 0.3 0.6
12 13 13.49 13.78
Básico Básico Básico Básico
0.001
1
9
10
10
0,0001
0.0001
1
9
10
10
0,00001
0.00001
1
9
10
10
0,000001
0.000001
1
9
10
10
0,0000001
RESULTADOS
CALCULOS: y
1. 2.
VF mL
VF mL
MFinal
0.1
2
0
2
2
0,1
0.1
1
9
10
10
0,01
0.01
1
9
10
10
0,001
6. 7.
9.
y
1.
3.
VF mL
MFinal
0.1
2
0
2
2
0,1
5.
0.1
1
9
10
10
0,01
6.
0.01
1
9
10
10
0,001
7.
0.001
1
9
10
10
0,0001
8.
0.0001
1
9
10
10
0,00001
9.
0.00001
1
9
10
10
0,000001
4.
y
9
10
10
0,0000001
pH= - log{H } pH = -log(0001)
pH=0,52
0,6 M
pH= - log{H } pH = -log(0,6)
pOH para las diferentes concentraciones de NaOH:
VF mL
1
pH=0,22
V Agua mL
0.000001
pH= - log{H } pH = -log(0,01)
pH=2
0,0001 M pH= - log{H } pH = -log(0,0001) pH=4 0,00001 M pH= - log{H } pH = log(0,00001) pH=5 0,000001 M pH= - log{H } pH = log(0,000001) pH=6 0,0000001 M pH= - log{H } pH = log(0,0000001) pH=7 0,.3 M pH= - log{H } pH = -log(0,3)
VI mL
Inicial
0,01 M
4.
2. M
0,001 M
8.
V Agua mL
pH= - log{H } pH = -log(0,1)
pH=1
3.
5.
Reactivo Acido Clorhídrico
VI mL
Inicial
0,1 M
pH=3
Reactivo hidróxido de Sodio M
pH para las diferentes concentraciones del HCl:
0,1M pOH= - log(OH) pOH=- log(0,1)=1 pH= 14-1 =13 0,01M pOH= - log(OH) pOH=- log(0,01)=2 pH= 14-2 =12 0,001M pOH= - log(OH) pOH=log(0,001)=3 pH= 14-3 =11 0,0001M pOH= - log(OH) pOH=log(0,0001)=4 pH= 14-4 =10 0,00001M pOH= - log(OH) pOH=log(0,00001)=5 pH= 14 -5 =9 0,000001M pOH= - log(OH) pOH=log(0,000001)=6 pH= 14-6 =8 0,0000001M pOH= - log(OH) pOH=log(0,0000001)=7 pH= 14-7 =7 0,3M pOH= - log(OH) pOH=log(0,3)=0,52 pH= 14-0,52 =13,48 0,6M pOH= - log(OH) pOH=log(0,6)=0,22 pH= 14-0,22 =13,78
M olaridades
finales del HCl:
VM=V2M2 M2=VM/V2
1. 2. 3. 4. 5. 6.
0,1 M2=(2 ml*0,1M)/2 ml =0.1 M 0,1 M2=(1 ml*0,1M)/10 ml =0.01 M 0,01 M2=(1ml*0,01M)/10ml =0.001 M 0,001 M2=(1 ml*0,001M)/10ml =0.0001 M 0,0001 M2=(1 ml*0,0001M)/10 ml =0.00001 M 0,00001 M2=(1 ml*0,00001M)/10 ml =0.000001 M
7.
color del indicador es característico de su forma reducida. El indicador adopta el color que tiene en su forma oxidada cuando está presente en un medio oxidante, en el punto de equivalencia o cerca a este, ocurrirá un cambio de color fácilmente visible. La escala de pH constituye una manera conveniente de expresar la acidez y basicidad de las soluciones acuosas diluidas.
y
0,000001 M2=(1 ml*0,000001M)/10 ml=0.0000001 M
y
M olaridades
finales del NaOH:
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.
0,1 M2=(2 ml*0,1M)/2 ml =0.1 M 0,1 M2=(1 ml*0,1M)/10 ml =0.01 M 0,01 M2=(1ml*0,01M)/10ml =0.001 M 0,001 M2=(1 ml*0,001M)/10ml =0.0001 M 0,0001 M2=(1 ml*0,0001M)/10 ml =0.00001 M 0,00001 M2=(1 ml*0,00001M)/10 ml =0.000001 M 0,000001 M2=(1 ml*0,000001M)/10 ml =0.0000001
El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7, y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua). El pH de una disoluciones el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrogeno. Y este aumenta a medida que el ion hidrogeno disminuye Los indicadores son empleados para medir el pH y para señalar el punto final, en donde la reacción entre el acido y la base termina; los indicadores cambian el color de una sustancia química a medida que el pH de la disolución varia. Este cambio de color es producto de las concentraciones de los iones H2 Y OH¯ en disoluciones acuosas.
y
y
y
M
5. y
y
y
6. y
y
y
y
y
Análisis de resultados: El indicador naranja metilo C14 H14 N3 NaO3 S, cambia de color de rojo a naranja-amarillo entre pH 3,1 y 4,4. El indicador bromofenol, cambia de color de amarillo a verde-azul entre pH 3,0 y 4,6. El indicador verde de bromocresol, cambia de color de amarillo a verde-verde azulado entre PH 3,8 y 5,4. El indicador bromotimol, cambia de color de amarillo a verde-azul. El indicador tornasol, cambia de color de rojo a purpura-azul entre pH 4,5 y 8,3. El indicador alizarina, cambia de color de amarillo a naranja-lila entre pH de 10,1 y 12,1. Y el indicador verde malaquita, cambia de color de amarillo a azul verdoso-azul entre pH 0,2 y 1,8. Se pudo observar claramente atreves de los cálculos como la concentración disminuye a medida que se va avanzando en el experimento, en otras palabras al tomar una 1mL de una tubo y pasarlo a el otro. En el experimento se pudo ver que el pH se hacía menor, a medida que la concentración disminuía.
Conclusiones: Los ácidos al disolverse en agua libera iones de hidrogeno. El HCl es un acido fuerte el cual se ioniza completamente en el agua. El cambio de color del indicador debe ocurrir a pH = 7.00 Sin embargo, para fines prácticos los indicadores cuyo cambio de color tienen lugar en el intervalo de pH de 4 a 10 pueden utilizarse en la titulación de acido fuerte con base fuerte debido a que el segmento vertical de la curva de titulación es bastante largo. Una acido de Bronsted es un donador de protones, mientras que una base de Bronsted es un aceptor de protones El HCl es un acido Bronsted puesto que dona un protón al agua, por consiguiente el protón existe en forma hidratada y se denomina ion hidronio En una reacción acido-base se transfieren protones, y para la valoración de estas se requiere de un indicador. En presencia de una gran cantidad de agente reductor, el
7.
Fuentes
BROWN Theodore, QUÍMICA DE LA CIENCIA CENTRAL. Editorial Prentice Hall. México. Novena edición 2004, capitulo 14, págs. ( 524 - 564). Ralph H. Petrucci, William S. Hardwood, F. Geoffrey Herring; QUIMICA GENERAL. Editorial Prentice Hall. Mexico. Octava Edicion, 2003, Capitulo 15, págs. (578 ± 615). WHITTEN. Química general universitaria. Editorial Mc. Grawhill. Octava edición. Madrid.
8.
Respuestas al cuestionario Reactivo Acido Clorhídrico Tabla resultados de la dilución Nº 2
M
VI mL
V Agua mL
VF mL
VF mL
M Final
0.1
2
0
2
2
0,1
0.1
1
9
10
10
0,01
0.01
1
9
10
10
0,001
0.001
1
9
10
10
0,0001
Inicial
0.0001
1
9
10
10
0,00001
0.00001
1
9
10
10
0,000001
Tabla de Resultados para Indicador Universal No.5
Indicador
0.000001
1
9
10
10
0,0000001 Indicador Universal
Reactivo hidróxido de Sodio Tabla resultados de la dilución No. 3 M
VI mL
V Agua mL
VF mL
VF mL
MFinal
0.1
2
0
2
2
0,1
0.1
1
9
10
10
0,01
0.01
1
9
10
10
0,001
0.001
1
9
10
10
0,0001
0.0001
1
9
10
10
0,00001
0.00001
1
9
10
10
0,000001
0.000001
1
9
10
10
0,0000001
Inicial
Tabla Resultados para los Indicadores No. 4 Indicador
Verde Malaquita
Naranja de Metilo Azul de Bromo timol Fenolftaleína
Amarillo de Alizarina
M
pH
Medio
Color
0.6
0.22
Acido
0.3 0.1
0.51 1
Acido Acido
0.01 0.001 0.001 0.0001
2 3 3 4
Acido Acido Acido Acido
0.00001 0.000001 0.0000001 0.000001 0.000001
5 6 7 8 8
Acido Acido Neutro Básico Básico
0.00001
9
Básico
0.0001
10
Básico
0.001
11
Básico
0.0001
10
Básico
0.001
11
Básico
0.01 0.1 0.3 0.6
12 13 13.49 13.78
Básico Básico Básico Básico
Amarillo verdoso Verde Verde oscuro Verde claro Verde claro Naranja Amarillo oscuro Amarillo Amarillo Verde Azul Rosa intenso Rosa intenso Rosa intenso Rosa intenso Rosado claro Rosado claro Lila Morado Azul Azul
M
pH
Medio
Color
0.1 0.01 0.001 0.0001 0.00001 0.000001 0.0000001 0.000001 0.00001 0.0001 0.001 0.01 0.1
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Acido Acido Acido Acido Acido Acido Neutro Básico Básico Básico Básico Básico Básico Básico
Rojo Naranja naranja amarillo amarillo amarillo Verde Azul claro Azul claro Azul claro Azul oscuro Azul oscuro Azul rey Azul rey
