PRÁCTICA Nº 7
Indicadores Ácido-Base
RESUMEN El siguiente informe se observa la preparación de soluciones estándar [H +]=10-1M hasta 104
M en este proceso experimental se usó como solución [H +]=10-1M para poder preparar +
-2
+
-3
+
-4
[H ]=10 M [H ]=10 y M [H ]=10 M aquí se usaron 8 tubos de ensayos, se separan 4 tubos con sus respectivas soluciones de HCl cada tubo con concentraciones diferentes y los 4 tubos restantes de la misma manera , a los 4 primeros tubos de ensayo echar naranja IV y a los 4 restantes echar anaranjado de metilo , se notara q los tubos toman colores diferentes esto se debe q cada tubo tiene una concentración diferente de la misma manera se trabajara para los siguientes casos , de esta manera se podrá calcular el rango de viraje de los indicadores en función del pH.
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INTRODUCCIÓN Los ácidos y bases son llamados también electrolitos, por su capacidad para conducir la electricidad. En los electrolitos las sustancias se encuentran disociadas en forma iónica. A una sustancia se le denomina ácida, si aumenta la concentración de iones hidronio ( H + o H 3O + ), y se llama básica si aumenta la concentración de iones hidróxido ( OH − ) De acuerdo a la magnitud de disociación de H + , lo ácidos pueden ser fuertes (disociación completa) o débiles (disociación incompleta, dependen de su constante de equilibrio). En esta práctica se determinará la concentración de iones hidrógeno [H + ] mediante el uso de indicadores ácido-base conociendo su rango de viraje y el pH que representa.
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PRINCIPIOS TEÓRICOS El pH: una medida de la ac idez
Puesto que las concentraciones de iones H + y OH − en disoluciones acuosas con frecuencia son números muy pequeños y , por lo tanto, es difícil trabajar con ellos, Soren Sorensen propuso, en 1909, una medida más práctica denominada pH. El pH de una solución se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno (en mol/L).
pH = − log[ H 3O + ]
o
pH = − log[H + ]
(1)
Hay que recordar que la ecuación (1) es sólo una definición establecida para tener números convenientes con los cuales trabajar. El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, el cual, de otra manera, sería negativo debido al pequeño valor de [ H + ]. Así el término [ H + ] en la ecuación (1) sólo corresponde a la parte numérica de la expresión para la concentración del ión hidrógeno, ya que no se puede tomar el logaritmo de las unidades. Entonces, al igual que la constante de equilibrio, el pH de una disolución es una cantidad adimensional. Debido a que el pH sólo es una manera de expresar la concentración del ión hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas a 25ºC se identifican por sus valores del pH, como sigue: Disoluciones ácidas: [ H + ] > 1.0 × 10 −7 M , pH < 7.00 Disoluciones básicas: [ H + ] < 1.0 × 10 −7 M , pH > 7.00 Disoluciones neutras: [ H + ] = 1.0 × 10 −7 M , pH = 7.00 Observe que el pH aumenta a medida que [ H +] disminuye.
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Es probable que algunas veces se proporcione el valor del pH de una disolución y se pida calcular la concentración del ión H + . En este caso, se necesita sacar el antilogaritmo de la ecuación (1) como sigue: [ H + ]10 − pH
(2)
Debe recordarse que la definición que se acaba de mostrar del pH, así como todos los cálculos que incluyen concentraciones (expresadas molalidad)
de
como que
se
disoluciones molaridad
o
estudian
en
capítulos anteriores, están sujetos a cierto error, porque en ellos se supone, de manera implícita, el comportamiento ideal. En realidad, tanto la formación de pares iónicos como diversos tipos de interacciones moleculares, pueden afectar la concentración real de las especies en disolución y, por lo tanto, también los valores de la constante de equilibrio. Esta situación es análoga a la relación que existe entre el comportamiento de los gases reales. Dependiendo de la temperatura, volumen, cantidad y tipo de gas presente, la medición de la presión del gas puede diferir de la que se calcula con la ecuación de gases ideales. De manera semejante, la concentración real o “efectiva” de un soluto tal vez no sea la que se espera tomando en cuenta la cantidad de sustancia que srcinalmente se encuentra disuelta en una disolución. De la misma manera que se cuenta con la ecuación de van der Waals, entre otras, para ajustar las diferencias entre el comportamiento de gas ideal y el comportamiento no ideal, es posible explicar el comportamiento no ideal de las disoluciones. Una forma de reemplazar el término concentración por actividad, la cual es la concentración efectiva. Hablando estrictamente, entonces, el pH de la disolución se debe definir como
pH = − log a H
+
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Donde aH es la actividad del iónH + . Como se mencionó anteriormente, para una disolución +
ideal la actividad es numéricamente igual a la concentración. En cuanto a disoluciones reales, la actividad por lo general difiere de la concentración del soluto, hay formas confiables basadas en la termodinámica para estimar su actividad, pero los detalles no se incluirán en este texto. Por lo tanto, recuerde que el pH medido de un disolución por lo general no es el mismo que el calculado a partir de la ecuación (1), debido a que la concentración en moralidad del iónH + no es numéricamente igual a su valor de actividad. Aunque se continuará utilizando la concentración en el análisis, es importante saber que este enfoque dará sólo una aproximación de los procesos químicos que en realidad se presentan en la fase de la disolución. En el laboratorio, el pH de una disolución se mide con un medidor de pH o con un indicador. Como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido de una disolución se obtiene una escala de pOH, análoga a la del pH. Así se define el pOh como
pOH = − log[OH − ] Ahora, al considerar otra vez la constante del producto iónico del agua a 25ºC: [ H + ][OH − ] = K w = 1.0 × 10 −14 Al tomar el logaritmo negativo en ambos lados, se obtiene − (log[OH − ] + log[OH − ]) = − log(1.0 ×10 −14 ) − log[OH − ] − log[OH − ] = −14.00
A partir de las definiciones de pH y el pOH, se obtiene
pH + pOH = 14.00
(3)
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La ecuación (3) constituye otra forma de expresar la relación entre la concentración de ión H + y la concentración de iónOH − .
INDICADOR DE pH
Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador de sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. 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. Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1 - 4,4, de color rojo a naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como la disolución resultante de hervir con agua col lombarda (repollo colorado), pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina, y otros. Los indicadores de pH tienen una constante de protonación,K, que informa sobre el desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del indicador.
K=
[HI ]
[H +][ I]−
Donde HI es el indicador, generalmente un ácido,H + es el ión hidronio yI − es la forma disociada del indicador. Se dice que el cambio de color de un indicador es apreciable cuando la concentración de la forma ácida o de la forma básica es superior o igual a 10 veces la concentración de la forma básica o la forma ácida respectivamente.
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DETALLES EXPERIMENTALES 1. Materiales y Reactivos 1.1. Materiales • Pipeta graduada de 10 mL (1) • Tubos de ensayo (12) • Gradilla (1) • Piceta (1) • Bagueta (1)
1.2. Reactivos • Ácido clorhídrico (HCl ) 0.1 M • Ácido acético ( CH 3COOH ) 0.1M • Hidróxido de sodio (NaOH ) 0.1 M • Indicador: o
Naranja IV
o
Anaranjado de Metilo
o
Índigo Carmín
o
Alizarina
o
Fenolftaleina
o
Soluciones ácidas y básicas desconocidas
• Agua destilada
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2. Procedimiento Experimental 2.1. Preparación de soluciones estándar desde[ H + ] = 10 −1 M hasta 10 −4 M . 1) Se midió10 mL de HCl 0.1M en un tubo de ensayo limpio y seco, luego se rotuló el tubo. A partir de esta solución, mediante disoluciones sucesivas se prepararon las soluciones restantes de 1 × 10−3 M y 1 × 10−4 M, rotulándolas de igual forma con su concentración respectiva. 2) Para la preparación de soluciones se tuvo presente la relación:
M 1 × V1 = M 2 × V2 3) Así se prepararon la solución 0.01M a partir de 0.1M, se midió 1.0 mL de la solución 0.1M y se completó con agua destilada hasta 10 mL y así sucesivamente para las de 0.001M y 0.0001M. Se vertió la mitad del contenido de las soluciones estándar en los tubos de ensayo limpios y de esta forma se obtienen dos series estándar. Se rotularon estos nuevos correspondientes a cada estándar. 4) A los tubos de una de las series se añadió una gota de solución de Naranja IV a cada uno de ellos.
A la otra serie se añadió una gota de solución de anaranjado de metilo a cada tubo.
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2.2. Determinación de [ H + ] de una solución ácida desconocida. 1) Se solicitó al profesor 10 mL de una solución ácida de concentración desconocida. 2) Esta muestra se repartió por igual en dos tubos de ensayo, entonces se añadió una gota de Naranja IV a uno de ellos y una gota de Anaranjado de Metilo al otro tubo.
Naranja IV
Anaranjado de Metilo
3) Se compararon los colores con los estándar preparados anteriormente y se determinó la concentración experimental de ión hidrógeno en la solución desconocida. 2.3. Determinación de la concentración de [ H + ] de una solución de ácido débil. 1) Se midió 10 mL de solución de ácido acético 0.1 M en un tubo de ensayo limpio y seco. 2) Se repartió por igual en dos tubos limpios, entonces añada una gota de solución de Naranja IV a uno de ellos y una gota de Anaranjado de metilo al otro. 3) Se compararon los colores con los estándar que contengan los mismo indicadores y se determinó la [ H + ] de la solución de ácido acético. 4) Se anotó la concentración de H + ( ac ) y se calculó la constante de equilibrio experimental del ácido acético.
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Anaranjado de Metilo
2.4. Preparación de soluciones estándar [OH − ] = 10 −1 M hasta 10 −4 M . 1) Se midió 10 mL de NaOH − 0.1M en un tubo de ensayo limpio y seco, se rotuló el tubo. A partir de esta solución, mediante disoluciones sucesivas se prepararon las soluciones restantes de 1 × 10−3 M y 1 × 10 −4 M, rotulándolas de igual forma con su concentración respectiva. 2) Para la preparación de soluciones se tuvo presente la relación: M 1 × V1 = M 2 × V2 Así se prepararon la solución 0.01M a partir de 0.1M, se midió 1.0 mL de la solución 0.1M y se completó con agua destilada hasta 10 mL y así sucesivamente para las de 0.001M y 0.0001M. 3) Se vertió la mitad del contenido de las soluciones estándar en los tubos de ensayo limpios y de esta forma se obtienen dos series estándar. Se rotularon estos nuevos correspondientes a cada estándar. A los tubos de una de las series se añadió una gota de índigo carmín a cada uno de ellos.
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En la otra serie se añadió una gota de solución de alizarina a cada tubo.
4) Se observó y se anotaron los colores en cada solución para las distintas [OH − ] .
2.5. Determinación de [OH − ] de una solución ácida desconocida. 1) Se solicitó al profesor 10 mL de una solución básica de concentración desconocida. 2) Esta muestra se repartió por igual en dos tubos de ensayo, entonces se añadió una gota de Índigo Carmín a uno de ellos y una gota de Alizarina al otro tubo.
Índigo Carmín
Alizarina
3) Se compararon los colores con los estándar preparados anteriormente y se determinó la concentración experimental de ión hidróxido en la solución desconocida.
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2.6. Diferencia entre ácidos fuertes y débiles. 1) Se midió 1.0 mL (=20 gotas) de HCl 0.1 M en un tubo de ensayo limpio y seco. 2) Se midió 1.0 mL (=20 gotas) de CH 3COOH 0.1M en otro tubo de ensayo limpio y seco. 3) Se añadió 1 gota de fenolftaleína a cada tubo. La fenolftaleína es incolora en el intervalo de [ H + ] 10−1 a 10−9 M, pero se torna roja cuando la [ H + ] es menor que 10−9 M (También [OH − ] = 10−5 M). 4) Se añadió solución de NaOH 0.1M gota a gota a cada solución hasta que el indicador adquiera un color rojo y no desaparezca al mezclar la solución en el tubo. 5) Se anotó el volumen de NaOH 0.1M requerido en cada caso.
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CONCLUSIONES •
La acidez de un disolución acuosa se expresa mediante el pH, que se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno (en mol/L).
•
A 25ºC, una disolución ácida tiene un pH<7, una disolución básica tiene un pH>7 y una disolución neutra tiene y un pH=7.
•
La constante de ionización ácida K a aumenta al aumentar la fuerza del ácido. De forma semejante, la K b expresa la fuerza de las bases.
•
El porcentaje de ionización es otra forma de medir la fuerza de los ácidos. Cuando mas diluida es la disolución de un ácido débil, mayor será su porcentaje de ionización.
•
Conociendo el rango de viraje de los indicadores se puede determinar las concentraciones de los iones hidronio de soluciones desconocidas por colorimetría.
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RECOMENDACIONES •
Hay que revisar que los equipos este en buen funcionamiento.
•
Tener previo conocimiento del tema, tales como indicadores de pH, soluciones, etc.
•
Colocar correctamente los materiales empleados en esta práctica.
BIBLIOGRAFÍA
•
CHANG, Raymond. 2007.
•
BROWN-LEMAY.
Quimica general. Editorial Mc Graw - Hill. Novena edición. Química “La ciencia central”. Editorial Prentice Hall.
Decimoprimera edición. 2009.
•
http://es.wikipedia.org/wiki/Indicador_de_pH
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ANEXOS CUESTIONARIO 1. ¿Qué son indicadores ácido-base? Un indicador ácido – base es una sustancia química, capaz de captar o donar iones hidronio generando un cambio de color al producirse esta donación o captación de iones hidronio. Se pueden dividir en indicadores ácidos o básicos. También se podrían clasificar algunos como neutros pero suelen colocarse en una u otra escala dado que es muy raro que un indicador haga su viraje justo en el pH igual a 7.00. Su uso y aplicación principal es la de determinar el punto final de una neutralización, también puede servir para comprobar si un pH es suficientemente ácido o básico. 2. ¿Cual es el pH de la solución de Ca(OH ) 2 0.005M ? ¿El soluto es fuerte o débil? ¿Por qué?
Ca(OH ) 2 ← ⎯→ 2OH − + Ca 2 + Inicio
0.005M
-
-
Reacción
-0.005M
+0.01M
+0.005 M
equilibrio
-
0.01 M
0.005 M
Luedo el pOH = − log(0.01) = 2 ⎯ ⎯→ pH = 12 Por lo tanto, es una base fuerte. 3. Una solución 1.0M de un ácido débil, HA tiene un pH de 5.. Calcular la constante de ionización, Ka, de ácido. +
−5
Como el pH de la solución final es 5, entonces la [ H ] = 1.0 × 10 M
HA ←⎯→ A − + H + Inicio
1M
-
-
Reacción
-0.00001M
+0.0001M
+0.00001 M
equilibrio
0.99999 M
0.00001 M
0.00001 M
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Luego la Constante de Acidez (Ka) es:
Ka =
0.00001 × 0.00001 = 1.01 × 10−10 0.99999
4. Determinar el % de ionización y el pH de una solución 1M de HC2 H 3O2 K a = 1.8 × 10−5 ⎯→ CH 3COO − + H + CH 3COOH ←
Inicio Reacción
1M -x
+x
+x
equilibrio
1-x
x
x
Luego la Constante de Acides (Ka) es: 1.8 × 10 − 5 =
x2 1− x
Como el valor de Ka es muy pequeño se desprecia x en el denominador. Luego ⎯→ x = 4.24 × 10−3 1.8 × 10 −5 = x 2 ⎯
Finalmente α =
4.24 × 10 −3
× 100 = 0.42%
1 5. Considere estos ácidos: Ácido Ka
A 2 × 10
B −6
4 × 10
C −4
5 × 10
D −3
1 × 10−2
a) Ordene los ácidos en sentido decreciente de fuerza de acidez. La fuerza creciente de acidez es directamente proporcional al Ka Entonces: Fa (D) > Fa (C) > Fa (B )> Fa (A) b) ¿Cuál es el valor de pKa más alto?
pK a = − log K a Entonces, el ácido que tiene el Ka más bajo, poseerá el valor de pK a más alto. Luego: pK a ( A) = − log(2 × 10−6 ) = 5.69 6. A 15ºC, 1 litro de agua disuelve aproximadamente 1 litro de CO2 a la presión de 1 atm. Calcular el pH de la solución obtenida. ¿Qué indicadores serían los mas adecuados para esta determinación?
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PV = nRT Aplicando
:
atm ⋅ L ⎞ ⎟ 288K mol ⋅ K ⎠
(1atm )() 1L = n⎛⎜ 0.082 ( ) ⎝
n = 0.042mol Luego
:
M=
n 0.042mol = = 0.042M V 1L
pH = − log(0.042) = 1.37 Finalmente : Por lo tanto, el indicador mas apropiado es el Naranja IV.
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