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Tema: Indicadores Ácido-BaseTRANSCRIPT
PRÁCTICA Nº 7 Indicadores Ácido-Base
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RESUMEN
El siguiente informe se observa la preparación de soluciones estándar [H+]=10-1M hasta 10-
4M en este proceso experimental se usó como solución [H+]=10-1M para poder preparar
[H+]=10-2M [H+]=10-3 y M [H+]=10-4M 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 +OH3 ), 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 acidez
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).
]log[ 3+−= OHpH o ]log[ +−= HpH (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: 00.7,100.1][ 7 <×> −+ pHMH
Disoluciones básicas: 00.7,100.1][ 7 >×< −+ pHMH
Disoluciones neutras: 00.7,100.1][ 7 =×= −+ pHMH
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:
pHH −+ 10][ (2)
Debe recordarse que la definición que
se acaba de mostrar del pH, así como
todos los cálculos que incluyen
concentraciones de disoluciones
(expresadas como molaridad o
molalidad) que se 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 originalmente 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
+−=H
apH log
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Donde +Ha es la actividad del ión +H . 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 ión +H 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
]log[ −−= OHpOH
Ahora, al considerar otra vez la constante del producto iónico del agua a 25ºC:
14100.1]][[ −−+ ×== wKOHH
Al tomar el logaritmo negativo en ambos lados, se obtiene
)100.1log(])log[](log[ 14−−− ×−=+− OHOH
00.14]log[]log[ −=−− −− OHOH
A partir de las definiciones de pH y el pOH, se obtiene
00.14=+ pOHpH (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 ión −OH .
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.
[ ][ ][ ]−+=
IHHIK
Donde HI es el indicador, generalmente un ácido, +H es el ión hidronio y −I 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 ( COOHCH 3 ) 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 MH 110][ −+ = hasta M410− .
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 3101 −× M y 4101 −× M, rotulándolas de igual forma
con su concentración respectiva.
2) Para la preparación de soluciones se tuvo presente la relación:
2211 VMVM ×=×
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 )(acH + y se calculó la constante de equilibrio
experimental del ácido acético.
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Naranja IV Anaranjado de Metilo
2.4. Preparación de soluciones estándar MOH 110][ −− = hasta M410− .
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 3101 −× M y 4101 −× M, rotulándolas de igual forma con su
concentración respectiva.
2) Para la preparación de soluciones se tuvo presente la relación:
2211 VMVM ×=×
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 COOHCH 3 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 110− a 910− M, pero se torna roja cuando la ][ +H es menor que 910− M (También ][ −OH = 510− 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 aK aumenta al aumentar la fuerza del ácido. De forma
semejante, la bK 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. Quimica general. Editorial Mc Graw - Hill. Novena edición.
2007. • BROWN-LEMAY. 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 MOHCa 005.0)( 2 ? ¿El soluto es fuerte o débil? ¿Por
qué?
+− +⎯→← 22 2)( CaOHOHCa
Inicio 0.005M - -
Reacción -0.005M +0.01M +0.005 M
equilibrio - 0.01 M 0.005 M
Luedo el 122)01.0log( =⎯→⎯=−= pHpOH
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.
Como el pH de la solución final es 5, entonces la MH 5100.1][ −+ ×=
+− +⎯→← HAHA
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:
101001.199999.0
00001.000001.0 −×=×
=aK
4. Determinar el % de ionización y el pH de una solución 1M de 232 OHHC 5108.1 −×=aK
+− +⎯→← HCOOCHCOOHCH 33
Inicio 1M - -
Reacción -x +x +x
equilibrio 1-x x x
Luego la Constante de Acides (Ka) es:
xx−
=× −
1108.1
25
Como el valor de Ka es muy pequeño se desprecia x en el denominador. Luego 325 1024.4108.1 −− ×=⎯→⎯=× xx
Finalmente %42.01001
1024.4 3
=××
=−
α
5. Considere estos ácidos:
Ácido A B C D
Ka 6102 −× 4104 −× 3105 −× 2101 −×
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?
aa KpK log−=
Entonces, el ácido que tiene el Ka más bajo, poseerá el valor de apK más alto.
Luego: 69.5)102log()( 6 =×−= −ApKa
6. A 15ºC, 1 litro de agua disuelve aproximadamente 1 litro de 2CO 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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Aplicando : ( )( ) ( )
moln
KKmolLatmnLatm
nRTPV
042.0
288082.011
=
⎟⎠⎞
⎜⎝⎛
⋅⋅
=
=
Luego : MLmol
VnM 042.0
1042.0
===
Finalmente : 37.1)042.0log( =−=pH
Por lo tanto, el indicador mas apropiado es el Naranja IV.