DETERMINACION DEL RANGO DE PH EN INDICADORES ACIDO-BASE INTRODUCCIÓN
Desde tiempos muy antiguos, se conocen distintas sustancias de origen orgánico que tienen la propiedad de cambiar su color, dependiendo de las características ácidas o básicas de las sustancias a las que son añadidas. En la actualidad, estas sustancias, y muchas otras, que se han introducido en el uso habitual de los laboratorios químicos, se utilizan con la finalidad de determinar el valor del pH de las disoluciones, así como también, el punto final de las valoraciones ácido –base. Dichas sustancias reciben el nombre de indicadores ácido-base. Así podemos definir a un indicador ácido-base como, una sustancia que puede ser de carácter ácido o básico débil, que posee la propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo del pH de la disolución en la que dicha sustancia se encuentre diluida. El presente informe tiene como objetivos:
Determinar en la practica el rango de pH de algunos indicadores acido base.
Determinar el pH de soluciones de pH desconocido.
I.
MARCO TEORICO
El pH (potencial de hidrógeno) es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus H ydrogenii o potentia H ydrogenii; del latín pondus , n. = peso; potentia , f. =
potencia; hydrogenium , n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno. Por ejemplo, una concentración de [H 3O+] = 1 × 10 –7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log [10–7] = 7 La escala de pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo s iendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más iones en la disolución) , y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (cuando el disolvente es agua) ~2~
Definición
El pH se define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno:
Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH−. Puesto que el agua está adulterada en una pequeña extensión en iones OH – y H3O+, tenemos que: K(constante)w(water;
agua)
= [H3O+]·[OH–]=10–14 en donde [H3O+] es la
concentración de iones hidronio, [OH−] la de iones hidroxilo, y K w es una constante conocida como producto iónico del agua , que vale 10−14. Por lo tanto, log Kw = log [H3O+] + log [OH–] –14 = log [H3O+] + log [OH–]
14 = –log [H3O+] – log [OH–] pH + pOH = 14
Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.
~3~
En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje. Indicadores químicos ácido-base.
Un indicador químico es un ácido o base débil cuya forma disociada tiene diferente color que la forma sin disociar1 [5] , ello es debido a que están formados por sistemas resonantes aromáticos, que pueden modificar la distribución de carga según la forma que adopten. Esta alteración por el desplazamiento hacia una forma mas o menos disociada, hace que la absorción energética del sistema se modifique y con ello el color.
Se podría establecer un equilibrio de disociación para una forma de indicador ácido HIn: HIn
X
Color A
In-
+
Color B
~4~
H+
La aplicación de la ley de acción de masas a este equilibrio, nos da que:
, de lo que
.
Si el medio es ácido, y aumenta la concentración de H +, deberá disminuir la relación [In-]/[HIn]. Para ello el equilibrio tendrá que desplazarse hacia la izquierda, aumentando la concentración de HIn, y dominando su color. Si el medio es básico, el cociente tendrá que aumentar, desplazándose el equilibrio hacia la derecha y dominando el color B. Naturalmente como se trata de un equilibrio, coexisten las dos formas, y por ello el color que toma procede de la mezcla de colores y de su proporción. Como los indicadores tienen diferentes constantes de equilibrio, por eso cambian de color en distintos intervalos de pH, esto suelo ocurrir aproximadamente a pH=pK "1 . Cuando coexisten varios equilibrios entre formas tautómeras, hay varios pK, y por lo tanto más de un cambio de color.
. Ácidos y bases ~5~
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 Primeras
teorías
Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La
reacción
de
neutralización
sería:
H+ + OH-⇋H2O
La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que ~6~
el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua. Teoria
de
Bronsted-Lowry
Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una
base
y
dando
lugar
al
anión
(ion
negativo)
amida:
NH3 + base⇋NH2- + base + H+ El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción
de
Acido
(1)
con
Base
(2)
Ácido (1) + Base (2)⇋Ácido (2) + Base (1)
Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el ~7~
protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio: HCl
+
H2O⇋H3O+
+
Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil. Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere
con
facilidad
un
protón
al
agua:
HF + H2O⇋H3O+ + F-
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades ~8~
anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse HCl
que +
el H2O⇋H3O+
agua: +
Cl-
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como
el
NH3 + H2O⇋NH4+ + OH-
II.
MATERIALES Y METODOS
2.1. MATERIALES ~9~
amoníaco):
2Fiolas de 50 Ml
4 matraces erlemenyer de 150 mL
1 pizeta
4 pipetas graduadas de 5 y 10Ml
1 gotero ~ 10 ~
2 vasos precipitados de 150mL
Papel Ph
2.2. REACTIVOS
Hidróxido de sodio al 0,1M
~ 11 ~
Cloruro de hidrogeno al 0,1M
Alcohol etílico
2.3. INDICADORES
Rojo de metilo
2.4. METODO
~ 12 ~
Preparar 50 ml de HCl 0,1M y 50 ml de NaOH 0,1M, trasvasar en un frasco y etiquetar (realizar los cálculos respectivos).
Para preparar 50ml de HCl 0,1M
Si: 100g ―37 gHCl Y
― 0 1825g HCl
Y =0,4932g del reactivo
∂=1,185g/ml
1,185×V = 0,4162 ml
Para preparar 50 ml de NaOH 0,1 m
0
X= 0,2g NaOH
Preparar 25ml del indicar acido base( rojo de metilo)a una concentración de 0,1%p/v. para ello se pesa el indicador y se trasvasa a una fiola ,luego agregar agua destilada hasta las terceras partes de la fiola, si es que no se disuelve agregar alcohol etílico hasta las tres cuartas partes de la fiola.
Para preparar rojo de metilo 0,1%p/v, 25ml 0 ×100 X=0,025g de rojo de metilo
~ 13 ~
Luego colocar en el matraz erlenmeyer 10ml de HCl y en el otro 10 ml de NaOH
Agregar a cada matraz dos gotas del indicador
Con las pipetas de 5 ml, agregar cuidadosamente al matraz con HCl el reactivo de NaOH, para que se lleve acabo la reacción acido base.( agregar hasta que la primera gota comience a cambiar de color)
Medir el pH , este será el limite inferior
Luego al matraz con NaOH se le agregara con la pipeta el HCl, hasta que cambie de color.
Medir el pH, este será el límite superior.
DIAGRAMA DE FLUJO
~ 14 ~
.Preparar 50 ml de HCl 0,1M y 50 ml de NaOH 0,1M, trasvasar en un frasco y etiquetar (realizar los cálculos respectivos).
Preparar 25ml del indicar acido base ( rojo de metilo)a una concentración de 0,1%p/v.
Agregar a cada matraz dos gotas del indicador
Luego colocar en el matraz erlenmeyer 10ml de HCl y en el otro 10 ml de NaOH
Luego al matraz con NaOH se le agregara con la pipeta el HCl, hasta que cambie de color.Medir el pH, este será el límite superior
Con las pipetas de 5 ml, agreg ar cuidadosamente al matraz con HCl el reactivo de NaOH, para que se lleve acabo la reacción acido base.( agregar hasta que la primera gota comience a cambiar de color).Medir el ph y este sera el limite inferior.
III. RESULTADOS Y DISCUSIONES ~ 15 ~
3.1 CUADRO N˚1 CUADRO DE pH
PH del HCl PH del NaOH
ANTES
DESPUES
1 12
4,5 9
3.2 CUADRO N˚2 RANGO DE pH DEL INDICADOR ROJO DE METILO
LIMITE INFERIOR Medio acido HCl Rosado 4,5
LIMITE SUPERIOR Medio básico NaOH Naranja 9
En el siguiente cuadro se muestra el rango de PH de algunos indicadores, SEGÚN ~ 16 ~
http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/3_eso_materiales/prof/b loque_v/indicadores.pdf
SEGÚN: http://www.elergonomista.com/quimica/q10.html Muestra los siguientes rangos de pH.
INDICADOR
COLOR ACIDO AZUL DE TIMOL rojo NARANJA DE Rojo METILO ROJO DE METILO Rojo FENOFTALEINA incoloro
COLOR ALCALINO Amarillo Amarillo
INTERVALO DE pH 1,2- 2,8 3,1 – 4,4
Amarillo Rojo
4,2 – 6,3 8,3 - 10
SEGÚN: http://3.bp.blogspot.com/kjdIr1qLQWo/TnGiSIHvIpI/AAAAAAAAANo/zHjCk3LaiKk/s1600/Tab la%2Bde%2BIndicadores%2Bde%2BpH.bmp ~ 17 ~
En los resultados obtenidos en la práctica de laboratorio en la determinación del rango de pH en indicadores acido base; obtuvimos el rango de 4,5- 9, lo cual significa que el rango obtenido es incorrecto ya que según las paginas consultadas muestran un rango de 4,2 – 6,2 para el rojo de metilo.
IV.
CONCLUSIONES
~ 18 ~
A partir de la determinación de pH se puede calcular las constantes de disociación.
También se puede calcular Ka a partir de la concentración inicial del ácido y del pH de la disolución o bien se puede usar la Ka y la concentración del ácido para calcular las concentraciones de equilibrio de todas las especies y el pH de la disolución.
La constante de ionización ácida Ka es mayor para los ácidos más fuertes y menor para los ácidos más débiles. De manera similar, la Kb expresa la fuerza de las bases. Esto se puede comprobar con los datos obtenido experimentalmente y comparando con tablas.
El pH de una disolución se define como pH = -log [H+].
En diluciones ácidas en pH es menor de 7.
En diluciones básicas el pH es mayor de 7.
En diluciones neutrales el pH es igual a 7.
V.
RECOMENDACIONES
~ 19 ~
Limpiar meticulosamente los materiales que se utilizara en la práctica.
Después de usar las pipetas graduadas deben ser lavadas con agua destilada y ser enjuagada con la sustancia a usar para prevenir cualquier falla en los resultados.
Se debe utilizar la cantidad exacta de indicador, ya que unas gotas de más afectará el color y se podría interpretar mal el pH en el patrón de colores.
Tomarse el tiempo suficiente para apreciar la coloración (el rango de pH). Usar soluciones de acido clorhídrico 0,1 M e hidróxido de sodio 0,1 M estandarizadas.
VI.
CUESTIONARIO 1. ¿Los resultados obtenidos por su grupo, coinciden con los que se reportan en los libros? ~ 20 ~
Los resultados obtenidos en la practica de determinacion del rango son : Límite inferior: 4,5 y límite superior: 9 Lo cual significa que no es correcto, ya que tanto en los libros como en las páginas de internet reportan un rango que va de 4,5 a 6,2; por lo tanto los resultados no coinciden
2. ¿Cómo se podría hallar en la práctica el pKa del indicador? Mediante medidas espectrofotométricas se determinan las concentraciones de la forma asociada y de la disociada de una sustancia sobre la base de que -1- ambas formas obedecen la ley de Lambert-Beer y -2- que las concentraciones de las mismas son determinables, ya sea porque absorben a diferentes longitudes de onda o bien porque se cumple la condición de aditividad. La determinación se realiza a un pH tal que ambas formas se encuentren en concentraciones apreciables, esto es, a un pHpróximo al pKa de la sustancia o, lo que es lo mismo, grado de disociación cercano al 50%.
3. Indique todas las características de importancia para la preparación de una solución con el indicador como lo hizo en la practica Son sustancias que cambian de color en presencia de un ácido o de una base, pueden ser naturales como el exracto de tornasol que es extraído de un líquen o artificiales como la fenolftaleína olaheliantina. El ph o potencial de hidrógeno se utiliza para conocer la basicidad o acidez de una sustancia, varía entre 0 y 14. de 0 a 6 la sustancia es ácidad, 7 neutra y de 8 a 14 básica
Para la preparación de un indicador se debe tener en cuenta lo siguiente:
Primero realizar los cálculos de los reactivos a utilizar. ~ 21 ~
Una vez realizado los cálculos se debe pesar o pipetear cuidadosamente los reactivos.
VII. BIBLIOGRAFIA ~ 22 ~
MANUAL DE QUIMICA ANALITICA DE LA FACULTAD DE INGENIERIA EN INDUSTRIAS ALIMENTARIAS –UNCP-2012
–base Indicadores ácido | La Guía de http://quimica.laguia2000.com/general/indicadores-acidobase#ixzz2CtQxSwmG
http://es.wikipedia.org/wiki/PH
http://www.educared.org/wikiEducared/Indicadores_de_pH.html http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/3_eso_materiales/prof/blo que_v/indicadores.pdf
http://www.elergonomista.com/quimica/q10.html
http://3.bp.blogspot.com/kjdIr1qLQWo/TnGiSIHvIpI/AAAAAAAAANo/zHjCk3LaiKk/s1600/Tabla %2Bde%2BIndicadores%2Bde%2BpH.bmp
Química
VIII. ANEXOS
En 1664, Boyle escribió: “The Experimental History of Colours”. En ella se inicia el reconocimiento de ácidos y bases a través de los ~ 23 ~
cambios de color de extractos de plantas. A partir de Boyle, el cambio de color del jarabe de violetas, sirvió para indicar la presencia de un ácido; en este momento nacen los indicadores químicos. Sin embargo el primer reconocimiento, no lo fue con motivo de los cambios de color, ya que 8 años antes, Glauber había definido la “efervescencia del espíritu ácido” como señal inequívoca de su
existencia. En 1671, Duclós llama “turnesol” (litmus), a un indicador extraído de líquenes, que le da un gran resultado. Casi cien años después, James Watt,
el inventor de la máquina de vapor y
nominador del caballo de vapor como unidad de potencia, descubre que la lombarda (col roja) es uno de los mejores indicadores.
~ 24 ~
