LABORATORIO N° 6
INDICADORES DE PH Y CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN OBJETIVOS. 1. Apre Aprende nderr el uso de los los medi medios os con que que cuen cuenta ta el labo labora rato tori rioo para para medi medirr el potencial de hidrógeno (PH) de una solución. 2. Util Utiliz izar ar indi indica cado dore ress en solu soluci ción ón que que perm permit itan an obse observ rvar ar los los camb cambio ioss que que experimenta una solución, de carácter ácido a básico o viceversa. 3. Constr Construir uir curvas curvas de neutr neutrali alizaci zación ón 4. Comparar Comparar las mediciones mediciones que que se efectúa efectúann en diferent diferentes es medios medios 5. Analizar Analizar la diferenci diferenciaa que se da al medir medir las diferente diferentess curvas de neutral neutralizació izaciónn teóricas con las obtenidas experimentalmente. 6. Sacar Sacar conc conclus lusion iones es del del exper experime imento nto FUNDAMENTO TEORICO. Las Las conc concen enttraci aciones ones de ione ioness hidr hidrog ogen enoo en soluc olucio ione ness acuo acuosa sass se expr expres esan an convencionalmente en términos de pH (potencial de hidrogeno). El pH en consecuencia nos da información de la cantidad de iones hidrogeno presente en una determinada solución, las soluciones acuosas presentan una escala de pH de 0 a 14. Matemáticamente la expresión con la cual se calcula el pH de las soluciones esta dada por: pH pH
=−
log log H
+
Siendo (H+) la concentración molar de este ión. De acuerdo a esto, podemos tener diferentes soluciones, que indican a continuación: 0 ≤ pH < 7 pH = 7 7 < pH ≤ 14
→ → →
Solución Acida Solución Neutra Solución Básica
El pH de soluciones o reacciones químicas se reconoce cualitativamente con la ayuda de indicadores. Estos son ácidos o bases orgánicas débiles. Cuyas moléculas NO disociadas en la solución poseen una coloración y sus iones otra. Siendo su representación: HInd → Indicador ácido IndOH → Indicador básico
El indicador no cambia de color en función a cualquier variación de pH, solamente en un cierto intervalo de valores de pH, llamado zona de viraje. Esta zona se puede determinar de varias maneras, gráficamente mediante una curva de neutralización, en la cual se representan valores de pH versus mililitros añadidos de una solución neutralizante. Al margen de los indicadores mencionados anteriormente existen otros en papel, ya sean como tiras o rollos, conocidos como pH universal, papel pH tornasol, papel indicador, que cambian de color en función a la naturaleza de la solución, estos indicadores poseen una escala de colores que sirven de d e referencia.
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Ácidos y bases Dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio: H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4 Medida de la fuerza de ácidos o bases La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa: pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-] El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0. El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría también tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base: H3 N: + BF3 H3 N-BF3 Indicadores de pH
NOMBRE
INTERVALO DE COLOR COLOR BÁSICO pH ÁCIDO Azul de bromofenol 3,0 – 4,6 Amarillo Púrpura Anaranjado de metilo 3,1 – 4,4 Rojo Amarillo Rojo de metilo 4,2 – 6,2 Rojo Amarillo Azul de bromotimol 6,0 – 7,6 Amarillo Azul Tornasol 5,8 – 8,0 Rojo Azul Fenolftaleína 8,0 – 9,8 Incoloro Rojo-violeta Amarillo de alizarina 10,1 – 12,0 Amarillo Violeta En la tabla se muestran algunos indicadores ácido-base, o de pH, con sus intervalos de viraje (intervalos de pH, en los que cambian de color) y sus distintos colores según se encuentren en medio ácido o básico.
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Ecuación del pH de las disoluciones de indicadores.La expresión [18] del equilibrio puede tratarse de modo similar a la de un regulador formado por un ácido débil y su sal o su base conjugada. Por tanto, [19] y puesto que [HIn], representa al color ácido del indicador, y la base conjugada [In-] al color básico, estos términos pueden ser reemplazados por las expresiones de concentración, [ácido] y [base]. Y la fórmula del pH deducida de la ecuación [19] sería: [20] Del mismo modo que el regulador presentaba su máxima capacidad cuando pH=pKa, un indicador exhibe su tinte de color medio cuando [base] / [ácido] =1, y el pH = pK In. El intervalo más eficiente del indicador, que equivale al intervalo de efectividad de un regulador es, aproximadamente, de dos unidades pH, es decir, pK ln± 1. La razón de la amplitud de este intervalo de color puede explicarse como sigue. Se conoce, por experiencia, que no se puede apreciar el cambio de color ácido al color de la sal o base conjugada hasta que la razón [base]/[ácido] sea, aproximadamente, 1/10. Es decir, ha de haber, al menos, una parte del color básico por diez partes del color ácido antes de que el ojo pueda percibir el cambio del color. Ácido al alcalino. Los valores del pH para los cuales se aprecia este cambio vienen dados por la ecuación MATERIALES Y REACTIVOS. ITEM 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17
MATERIAL Bureta Matraz erlenmeyer Soporte universal con pinza Gradilla Tubo de ensayo Pipeta graduada Matraz aforada Vaso de precipitado Vaso de precipitado Phmetro Vidrio de reloj Varilla de vidrio Cepillo Pizeta Papel absorbente Solución Estandarizada HCl Solución Valorada
CARACTERISTICA 50 ml 100 ml metálico
CANTIDAD 1 1 1
P/12 tubos 12*160mm 10ml 25 ml 100 ml 250 ml Electrónico M=10 cm 25 cm P/tubo 500ml
1 10 1 1 1 1 1 1 1 1 1
0.1 N
100 ml
0.1 N
100 ml
3
18 19 20 21 22 23 24 25
NaOH Solución diluida NH3 Solución diluida CH COOH Fenoftaleina Naranja de metilo Rojo de metilo Papel pH Universal Papel pH tornasol Agua destilada
5 ml 5 ml 1 gota 1 gota 1 gota
ANALISIS Y TRATAMIENTO DE DATOS MEDIDAS DE pH: A) CON PAPEL INDICADOR: SOLUCIÓN
H2O H2O Na OH NH3 CH3COOH HCl (grifo) (desti.) pH 7 7 13 11 0 1 COLOR Incoloro Incoloro Azul Azul naranja naranja Se utilizo papel ph universal y se verifico el ph de cada una de las soluciones, estos papeles cambiaron de colores que luego los comparamos en una tabla y obtuvimos los datos de ph Por otra parte observamos que el papel tornasol cambia de color con el contacto de unas cuantas gotas de las sustancias dadas. En medio básico tomo un color azul tomando en cuenta el color del papel que era rosado, podemos observar que en medio ácido el papel casi no cambio de color pero aunque si adopta levemente un color naranja. SOLUCIÓN pH COLOR
H2O (grifo) 7 Incoloro
H2O Na OH (desti.) 7 13 Incoloro Azul
NH3
CH3COOH
HCl
11 Azul
0 naranja
1 naranja
B) CON INDICADORES ORGANICOS CON NARANJA DE METILO SOLUCIÓN H2O H2O Na OH NH3 CH3COOH HCl (grifo) (desti.) pH 7 7 13 11 0 1 COLOR Naranja Naranja amarillo naranja Naranja rojo Pusimos una gota de este indicador a cada solución el cambio de color fue violento las soluciones básicas (NaOH y NH3) tuvieron unos colores fuetes como el violeta y un anaranjado intenso, mientras que las neutras (Agua y Agua destilada) se quedaron en el mismo naranja con una variación de tonalidad siendo mas oscura o mas clara y en las ácidas tomaron un color naranja (CH3COOH)
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CON FENOLFTALEINA. H2O (grifo) pH 7 COLOR Incoloro
H2O (desti.) 7 Incoloro
Na OH NH3
CH3COOH HCl
13 Rojo
0 incoloro
11 fucsia
1 blanco
Observamos los siguientes resultados al ser añadida a las soluciones: Para el Agua de grifo y el Agua destilada (Medio Neutro) no tuvo ningún efecto ya que no huido un cambio de color, En el caso del hidróxido y amoniaco (Medio Básico) se tornaron con una variación de color rojo y fucsia y el violeta es claro que estas dos sustancias eran básicas, Mientras que para el acido acético y el cloruro (medio Acido) casi no cambio en el primero tomo un color celeste muy claro y el otro no cambio de color CON ROJO DE METILO H2O H2O (grifo) (desti.) pH 7 7 COLOR Rosado Guindo
Na OH
NH3
CH3COOH HCl
13 naranja
11 0 Amarillo rojo
1 guindo
El rojo de metilo al ser añadido en las soluciones se mostró de la siguiente manera: En el medio básico (agua y agua destilada) cambio de color, en el primero el color rojo paso a oscurecerse y en el segundo se puso un color morado rojizo. Para el medio básico (Hidróxido y Amoniaco) en el primero su color rojo aclaro hasta tornarse anaranjado claro y en el segundo aun aclaro mas y se puso amarillo fuerte o intenso. Para el medio Acido (Acido acético y cloruro) en los dos se dio el mismo cambio de color que paso de rojo a violeta. CURVAS DE NEUTRALIZACION: V(HCl) añadido N° [ml] 1 15 2 20 3 24 4 24,2 5 24,5 6 24,7 7 24,9 8 25 9 26 10 30 11 40 12 50
pH 12,29 12,12 11,42 11,22 10,85 10,53 10,12 9,79 3,77 2,7 2,46 2,35
5
Con estos datos que obtuvimos graficamos ph Vs Volumen de solución añadido: pH 14 12 10 8 6 4 2 0 0
10
20
30
40
50
60
V(HCl) añadido [ml]
CÁLCULOS 1) 0ml de HCl se tiene
NaOH =======> Na + OH
El hidróxido de sodio se disocia al 100% por lo tanto la concentración de NaOH es igual a la concentración de iones OH [Na OH] = [OH] = 0.22 pOH = - log [OH] = 0,66 pH + pOH = 14 pH = 13.83 b) 5ml de HCl (solución ácida) a 25 ml de Na OH vt=5ml+25ml=35ml HCl
5ml sol * 0.0323 eg-g HCl * 1molHCl * 1000milimolHCl = 0.1615 milimoles 1000ml sol
eg-g HCl
1molHCl
25ml sol * 0.22eq-g NaOH * 1mol Na OHl = 5.5 mili moles NaOH 1000ml sol 1eq-g NaOH HCl + NaOH =======> H2O + NaCl 3.32 5.5 0 3.32 3.32 3.32 0 2.18 3.32
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[Na OH] = [OH] = 2.18milimol = 0.062M 35ml POH = -log [0.062M]
POH = 1.2
PH = 14-1.2=12.8
c) 12ml de HCl (solución ácida) a 25 ml de Na OH 12ml sol * 0.322 eg-g HCl * 1molHCl = 3.984 mili moles HCl 1000ml sol eg-g HCl 5.5 mili moles NaOH HCl + NaOH =======> H2O + NaCl 3.984 .5.5 0 V = 12ml + 25ml -3.984 -3.984 3.984 V = 37ml 0 1.516 3.984 [Na OH] = [OH] = 1.516milimol = 0.0409M 37ml POH = -log [0.0409M]
POH = 1.38
PH = 14-1.38= 12.61
d) 14ml de HCl (solución ácida) a 25 ml de Na OH 14ml sol * 0.322 eg-g HCl * 1molHCl = 4.508 mili moles HCl 1000ml sol eg-g HCl 5.5 mili moles NaOH HCl + NaOH =======> H2O + NaCl 4.508 5.5 0 V = 14ml + 25ml -4.508 -4.508 4.508 V = 39ml 0 0.992 4.508 [Na OH] = [OH] = 0.992milimol = 0.025M 39ml POH = -log [0.025M] POH = 1.59 PH = 14-1.59=12.40 e) 16ml de HCl (solución ácida) a 25 ml de Na OH 14ml sol * 0.322 eg-g HCl * 1molHCl = 5.152 mili moles HCl 1000ml sol eg-g HCl Vt = 16ml + 25ml = 41 ml HCl + NaOH =======> H2O + NaCl 5.152 5.5 0 5.152 - 5.152 5.152 0 0.348 5.152
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[Na OH] = [OH] = 0.348milimol = 8.48 10-3M 41ml
POH = -log [8.48 10-3M]
POH = 2.07
PH = 11.92
f) 18ml de HCl (solución ácida) a 25 ml de Na OH 18ml sol * 0.322 eg-g HCl * 1molHCl = 5.796 mili moles HCl 1000ml sol eg-g HCl Vt = 18ml + 25ml = 43 ml HCl + NaOH =======> H2O + NaCl 5.796 5.5 0 - 5.5 - 5.5 5.5 0.296 0 5.5 [HCl] = [H] = 0.296milimol = 6.88 10-3M 43ml
PH = -log [6.88 10-3]
PH = 2.16
CONCLUSION. Investigando los indicadores la parte teórica nos muestra los siguientes resultados según su cambio de color en el medio acido o básico: INDICADOR MEDIO ACIDO NARANJA DE Naranja METILO FENOLFTALEINA Incolora
MEDIO BASICO Rosado Violeta
Si comparamos con los resultados obtenidos en laboratorio nos damos claramente cuenta que en la mayoría de los casos se da estos tipos de colores o un acercamiento a estos. Pudimos observar el cambio de color y diferenciar el medio ya sea acido, medio o neutro gracias a los indicadores como el naranja de metilo, rojo de metilo y la fenolftaleina. Aprendimos que no solo se puede medir el pH con el pHmetro sino también con la ayuda del papel pH agregándole gotas de las soluciones dadas y verificando en una tabla según el cambio de color que este papel tuvo. Se observo también el buen uso del pH metro ya que si no se limpia bien después de usar una solución pueden quedar residuos y luego determinar otro tipo de pH que no seria el indicado para la solución.
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