practica 6 determinacion de rango de ph en indicadores acido base
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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
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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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