Universidad Nacional Autónoma de México

Facultad de Química

Laboratorio de Química Analítica I

Práctica #3

Estudios de equilibrios ácido-base

PARTE I COMPORTAMIENTO DE LOS INDICADORES (ESCALA DE pH)

PROBLEMA

¿Por qué el indicador universal toma diferentes coloraciones cuando cambia el pH? ¿Cuál es el pH de cambio de color de la fenolftaleína y cual el de anaranjado de metilo?

RESULTADOS

Relaciona el valor de pH medido con el color de cada uno de los indicadores

TABLA I

COLOR DEL INDICADOR

DISOLUCION DE:

pH UNIVERSAL

FENOLFTALEINA

ANARANJADO DE METILO

INDICADOR NATURAL (EXTRACTO DE COL MORADA)

HCl 0.1 M 1.06 Rosa Incoloro Naranja RosaTartrato 3.74 Naranja Incoloro Naranja Rosa

ácido sat.Biftalato 0.05 M

4.21 Naranja Incoloro Naranja Rosa

Acetatos 0.1 M

7.15 Verde Incoloro Amarillo Incoloro

Urotropina 0.1 M

6.59 Amarillo Incoloro Amarillo Incoloro

Fosfatos 0.1 M

2.19 Verde Incoloro Amarillo Azul

Bicarbonato 0.1 M

8.94 Azul tenue Rosa Amarillo Azul

Tetraborato 0.05 M

9.2 Azul fuerte Rosa Amarillo Incoloro

NaOH 0.1 M 12.38

Azul fuerte Rosa Amarillo Amarillo

TABLA 1. Colores que tomaron las disoluciones al variar el indicador.

INDICADOR INTERVALO (S) DE VIRE EXPERIMENTAL

VALORES REPORTADOS LITERATURApKa INTERVA

LO DE VIRE

Indicador universal

1.06-12.38 5.0 0-13

Anaranjado de metilo

1.06-4.21 3.46 3.1-4.4

Natural (col morada)

1.06-12.36 - .

Fenolftaleína 8.94-12-38 9.0 8.3-10.0 TABLA 1.1. Registro de intervalos de vire y pKa´s

CUESTIONARIO

1. ¿Por qué el indicador universal toma diferentes coloraciones en las distintas disoluciones buffer?Porque el indicador universal es una mezcla de sustancias que muestra un cambio gradual de color en un intervalo amplio de pH. Contiene típicamente anaranjado y rojo de metilo, azul de bromotimol y fenolftaleína.

2. Analizando los resultados de la tabla II y relacionando el vire de color con el pKa, explica con tus propias palabras cómo actúa un indicador ácido-base.Los indicadores ácido-base son compuestos que presentan la característica de variar su color dependiendo de la concentración de protones o pH de la solución. Para determinar el pH se observa el color que toman en la solución

distintos indicadores. Conociendo el rango en que vira cada indicador es posible ubicar el pH de la solución. Y el rango de viraje del indicador estará alrededor del valor de su pKa.

3. ¿Para qué situaciones recomendarías utilizar el indicador universal, el anaranjado de metilo y la fenolftaleína?Para la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte el cambio de pH en el punto de equivalencia es muy amplio y abarca los rangos de los siguientes indicadores: anaranjado de metilo y fenoftaleína. Por ello, cualquiera de estos cambiará de color con una o dos gotas cerca del punto de equivalencia, como cambiaría de color cualquier indicador entre valores de 4 a 10.Para la titulación de ácidos débiles, las opciones para elegir los indicadores son mucho más limitadas. En el caso de un ácido muy débil con un pKa d=9, cerca del punto de equivalencia no ocurre un cambio grande pH, por lo que se requeriría un gran volumen de base para cambiar el color de un indicador y el punto de equivalencia no se podría detectar con la precisión adecuada la fenoftaleína es la elección acostumbrada. Para bases débiles, en donde el pH es menor que 7, se utilizados mucho el anaranjado de metilo.

4. A partir de la tabla II, selecciona el indicador adecuado para la reacción de neutralización ácido fuerte-base fuerte. Justifica tu propuesta.Para ácidos fuertes y bases fuertes es adecuada la fenolftaleína ya que para encontrar el punto de equivalencia necesitamos unas gotas para que cambie de color y de esta manera encontrar el pH. 5. Construye un mapa conceptual que relacione los conceptos involucrados en los experimentos.

ANALISIS DE RESULTADOS

Los errores experimentales se deben a que el pHmetro no se encontraba calibrado correctamente y los reactivos que utilizamos pudieran estar contaminados.

Sin embargo nos podemos dar cuenta que cada indicador tiene sus propias características, tienen un viraje distinto y el color que toman es diferente. Al tener los datos de pKa´s e intervalo de vire podemos observar que el valor que toman es similar de acuerdo a estos datos es decir, conociendo el rango en que vira cada indicador es posible ubicar el pH de la solución.

PARTE II (ACCIÓN BUFFER)

Disolución ParAcido -Base

pH Conc.ácido[HA]

Conc.base[A-]

pKa

Acido Acético 0.1M ---------- 3.14 7.24x10-4 ---------- --------Acetato de sodio 0.1M ---------- 7.26 ---------- 1.81x10-7 --------Acido acético + acetato de sodio

4.67 1.45x10-3 1.45x10-3 4.67

Acido fosforito 0.1 M ---------- 2.33 4.67x10-3 ---------- --------Dihidrogenfosfato de sodio 0.1 M

---------- 7.18 ---------- 1.51x10-7 --------

Acido fosforico+ Dihidrogenfosfato de sodio

3.42 5.978x10-3 5.978x10-3 3.42

Carbonato Acido de sodio ---------- 8.92 1.20x10-9 ---------- --------

0.1 MCarbonato de Sodio ---------- 11.2

4---------- 1.73x10-3 --------

Bicarbonato+Carbonato de sodio

10.33

2.16x10-6 2.16x10-6 10.33

Cloruro de amonio ---------- 6.30 5.01x10-7 ---------- --------Amoniaco ---------- 9.84 ---------- 6.91x10-5 --------Cloruro de amonio+amoniaco

8.73 1.36x10-5 1.36x10-5 8.73

TABLA 2.Registro de datos.

CUESTIONARIO

1. ¿Por qué la disolución de un par conjugado tiene un pH diferente al que tendrían disoluciones que contuvieran únicamente el ácido o la base?

Por la presencia de un ión común suprime la ionización de un ácido o de una base débil.

2. Con los datos experimentales obtenidos de la tabla III, completa la escala de pH. Coloca cada par ácido-base conjugado a lo largo de la escala.

Diagrama. Escala de pH

Más ácido

H3O+ H3PO4 CH3COOH NH4+ HCO3

- H2O

0 2.66 4.67 8.73 10.33 14 pH

H2O H2PO4- CH3COO- NH3 CO3

-2 OH-

Más básico

3. Empleando la escala anterior de pH que elaboraste, haz la predicción de todas las reacciones que se puedan llevar a cabo entre todas las especies colocadas en la escala.

TABLA 3.1 .Reacciones que se llevan a cabo con forme a la escala

H3O+ → OH- H3PO4 → CH3COO-

CH3COOH → CO3-

2

H3O+ → CO3-2 H3PO4 → NH3 CH3COOH → OH-

H3O+ → NH3 H3PO4 → CO3-2 NH4

+ → CO3-2

H3O+ → CH3COO-

H3PO4 → OH- NH4+ → OH-

H3O+ → H2PO4 CH3COOH → NH3

HCO3- → OH-

4. Escribe la ecuación de las reacciones que propusiste en el inciso 3 y calcula los valores de las constantes de equilibrio correspondientes.

TABLA 3.2. Keq de las reacciones propuestas en ele diagrama

Reacción KeqH3O+ → OH- 10 14

H3O+ → CO3-2 10 10.33

H3O+ → NH3 10 8.73

H3O+ → CH3COO- 10 4.67

H3O+ → H2PO4 10 2.66

H3PO4 → CH3COO- 10 2.01

H3PO4 → NH3 10 6.07

H3PO4 → CO3-2 10 7.67

H3PO4 → OH- 10 11.34

CH3COOH → NH3 10 4.06

CH3COOH → CO3-

210 5.66

CH3COOH → OH- 10 9.33

NH4+ → CO3

-2 10 1.6

NH4+ → OH- 10 5.27

HCO3- → OH- 10 3.67

5. ¿Cuál de las reacciones propuestas es la más cuantitativa? Justifica tu respuesta.

La reacción más cuantitativa dentro de la escala es H3O+ → OH-, pero si se Reacción

Keq

H3O+ → OH- 10 14

H3PO4 → OH- 10 11.34

H3O+ → CO3-2 10 10.33

CH3COOH → OH- 10 9.33

H3O+ → NH3 10 8.73

H3PO4 → CO3-2 10 7.67

consideran las reacciones propuestas de los reactivos que se utilizaron entonces es H3PO4 → CO3

-2.

Ecuación

1. pH=-log[H+]

2. pH= pKa + log [A-]/[HA]

3. Ka1 /Ka2 = Keq

Algoritmo de cálculo

El cálculo para la concentración de [H+] fue con la ecuación 1 donde

[H+] = 10 –pH

Ejemplo

pH=3.14 [H+] = 10 –3.14 = 7.24x10-4

El pKa se calcula de la siguiente manera con la ecuación 2

pH= pKa + log [A-]/[HA] donde log [A-]/[HA] = log [base]/[acido] en la cual se sustituyeron las concentraciones log [0.1]/[0.1] = log 1 = 0

por lo tanto pH=pKa

Para calcular las constantes de equilibrio, se basa en la recta los datos de pKa (pH=pKa), utilizando la ecuación 3

Ejemplo

H3PO4 → CO3-2

Ka1 /Ka2 = Keq= 10-2.66 /10-10.33 =10 7.67

Análisis de resultados

Al comparar el pH en este problema, el ácido solo y la base sola, con la mezcla de ambos para formar la disolución buffer, su pH se mantiene intermedio, es decir, no adopta el pH del ácido o de la base.

Dentro de la escala la fuerza de los ácidos crecerá hacia la izquierda de la escala. De igual forma con las bases pero de diferente sentido, es decir, la fuerza de las bases aumenta hacia la derecha.

Ahora para que se lleve a cabo una reacción acido-base cuyo equilibrio se desplace hacia los productos, es decir que sea cuantitativa y por supuesto factible, deberán estar presentes un acido fuerte y una base fuerte.

PARTE III. Efecto de la diluciónPROBLEMA¿Qué efecto tiene la dilución sobre la disociación de una especie ácido-base?¿Qué sucede con el valor de pH de una disolución cuando se diluye?

Disolución pH antes de la dilución pH después de la disolución

CH3COOH 1M 2.34 4.05HCl 1M 0.32 3

NaH2PO4 1M 7 6.3NAOH 1M 13.4 6.7

CH3COONa 1M 7.20 5.92TABLA 4. Efecto de la disolución

En esta parte del experimento pudimos observar como después de haber realizado una disolución el pH aumento en algunos casos y bajo en otros los que eran muy ácidos disminuyó su fuerza ácida al aumentar el pH y los que eran demasiado básicos como el hidróxido de sodio tendieron a un pH neutro. Lo que se pudo apreciar es como al hacer esta disolución se llega a afectar bastante el pH y que se puede convertir de ácidos fuertes a débiles y de bases fuertes a débiles.

El problema en este punto fue que no se realizo adecuadamente la dilución por lo que algunos valores de pH no se ajustaron a los resultados que se esperaban.

Conclusiones

Cada indicador muestra un comportamiento distinto, el indicador universal tiende a distintas coloraciones debido a que es una mezcla de sustancias que muestra un cambio de color gradual, la fenolftaleína se

torna color rosa con un intervalo de vire de 8.3-10 y el anaranjado de metilo cambia de un color amarillo a naranja. Se utilizo la col morada como indicador natural porque contiene un pigmento fácil de extraer y se puede utilizar como indicador de pH. Al realizar el trabajo experimental nos damos cuenta de que cada indicador posee características distintas y cada uno se utiliza para distintas reacciones de neutralización.

En esta práctica aprendimos cómo calibrar un pHmetro, se observó cómo es que reaccionan los indicadores ácido-base en diferentes disoluciones y como adoptan diferentes tonalidades. Esto sucede debido a que su estructura se modifica al cambiar el medio, con una deslocalización de electrones, lo que hace que la sustancia absorba en un espectro distinto y el ojo humano perciba otra coloración.

Mientras más fuerte sea la base y el ácido que se encuentran presentes en disolución la reacción será más cuantitativa, siendo el valor de la constante de equilibrio el que indicara la cuantitatividad.

El amortiguador es aquella que limita los cambios de pH cuando se agregan ácidos o bases o cuando se efectúan disoluciones. Un amortiguador cosiste ene una mezcla de un acido débil y su base conjugada en concentraciones parecidas.

BIBLIOGRAFIA

R. A. Day, Jr.; A.L. Underwood.

QUIMICA ANALITICA CUANTITATIVA

Ediciones PRENTICE HALL.

Hispanoamericana. 1989.

*BROWN, THEODORE L., cols.

Química, la ciencia central.

Décimo Primera edición.

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*Ma DEL PILAR CAÑIZARES MACIAS

FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALITICA Teoría y Ejercicios

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UNAM, México, 2009

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