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.

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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 Hydrogenii o potentia Hydrogenii; 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 [H3O+] = 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

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)

Definición

El pH se define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de

los iones hidrógeno:

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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 Kw

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.

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.

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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 In- + H+

Color A Color B

 

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

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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

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,

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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 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+

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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 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-

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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 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 que el agua:

HCl + H2O⇋H3O+ + Cl-

El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte

que ella (como el amoníaco):

NH3 + H2O⇋NH4+ + OH-

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II. MATERIALES Y METODOS

II.1. MATERIALES

2Fiolas de 50 Ml

4 matraces erlemenyer de 150 mL

1 pizeta

4 pipetas graduadas de 5 y 10Ml

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1 gotero

2 vasos precipitados de 150mL

Papel Ph

II.2. REACTIVOS

Hidróxido de sodio al 0,1M

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Cloruro de hidrogeno al 0,1M

Alcohol etílico

II.3. INDICADORES

Rojo de metilo

II.4. METODO

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

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0,1M= xgHCl0,0365 pmg /mol×50ml

X=01825g HCl

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

0,1M= xgNaOH0 ,OO 4 pmg /mol×50ml

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

0,1%p / v=xg25ml

×100

X=0,025g de rojo de metilo

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

~ 12 ~

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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

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.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.

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 y este

sera 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

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III. RESULTADOS Y DISCUSIONES

3.1 CUADRO N˚1 CUADRO DE pH

ANTES DESPUESPH del HCl 1 4,5PH del NaOH 12 9

3.2 CUADRO N˚2 RANGO DE pH DEL INDICADOR ROJO DE METILO

LIMITE INFERIOR LIMITE SUPERIORMedio acido Medio básicoHCl NaOHRosado Naranja4,5 9

En el siguiente cuadro se muestra el rango de PH de algunos indicadores, SEGÚN

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http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/3_eso_materiales/prof/bloque_v/indicadores.pdf

SEGÚN: http://www.elergonomista.com/quimica/q10.html

Muestra los siguientes rangos de pH.

INDICADOR COLOR ACIDO

COLOR ALCALINO

INTERVALO DE pH

AZUL DE TIMOL rojo Amarillo 1,2- 2,8NARANJA DE METILO

Rojo Amarillo 3,1 – 4,4

ROJO DE METILO Rojo Amarillo 4,2 – 6,3FENOFTALEINA incoloro Rojo 8,3 - 10

SEGÚN: http://3.bp.blogspot.com/-kjdIr1qLQWo/TnGiSIHvIpI/AAAAAAAAANo/zHjCk3LaiKk/s1600/Tabla%2Bde%2BIndicadores%2Bde%2BpH.bmp

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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

A partir de la determinación de pH se puede calcular las constantes

de disociación.

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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

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.

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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?

Los resultados obtenidos en la practica de determinacion del rango son :Límite inferior: 4,5 y límite superior: 9Lo 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

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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 practicaSon 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.

Una vez realizado los cálculos se debe pesar o pipetear

cuidadosamente los reactivos.

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VII. BIBLIOGRAFIA

MANUAL DE QUIMICA ANALITICA DE LA FACULTAD DE INGENIERIA EN INDUSTRIAS ALIMENTARIAS –UNCP-2012

Indicadores ácido –base | La Guía de Química http://quimica.laguia2000.com/general/indicadores-acido-base#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/bloque_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

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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 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.

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