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UNIVERSIDAD DEL ATLANTICO FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS

PROGRAMA DE QUÍMICA

LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA 1

Práctica No. 5. Prof. C. Caicedo

DETERMINACIÓN COLORIMÉTRICA DEL pH OBJETIVOS. Distinguir un ácido y una base de acuerdo a su pH y determinar su acidez colorimétricamente a través del uso de indicadores INTRODUCCIÓN TÉORICA En el transcurso de la historia de la química, la evolución del concepto sobre ácidos y bases ha estado rodeada del contexto social y económico, así como del estado de desarrollo de las ciencias; varios conceptos se han desarrollado y aquí examinaremos algunos: 1. En la antigüedad:

Los ácidos se definían como sustancias que tienen un sabor agrio, y que colorean de rojo el tornasol. Las bases sustancias que en solución acuosa tienen un sabor amargo, colorean el tornasol de azul y son jabonosas al tacto. Se creía también que un ácido debía tener como constituyente esencial el elemento oxigeno, pero en 1810 Humphry Davy demostró que el HCl contenía H+ y Cl-, posteriormente se acepto que todos los ácidos tenían como constituyente esencial el protón, H+.

Ácido: Base:

2. Teoría de Arrhenius:

Una explicación acerca de la fortaleza de los diferentes tipos de ácidos, fue uno de los resultados de la Teoría de la Disociación Electrolítica de Svante Arrhenius desarrollada entre 1880-1890, en la cual propuso que un electrolito es una especie química que en solución tiene la propiedad de conducir la corriente eléctrica debido a que se disocia o fragmenta en iones. Sobre esta base estableció que: Un ácido es una sustancia química que contiene hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura; por ejemplo, el ácido clorhídrico.

Una base es una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-.

La teoría de Arrhenius ha sido objetos de muchas 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 sistemas no acuosos.

HCl H Cl+ !" + N aN aO H O H

+ !" +

!++"+

2

NaNaOH OH+ !" +

2

3. Concepto De Lewis: Gilbert Newton Lewis propuso un concepto más amplio sobre ácidos y bases que liberó el fenómeno acido base del protón, propuso el sistema por primera vez en 1923 y lo desarrolló en 1938. Definió un ácido como una sustancia que puede formar enlaces covalentes aceptando un par de electrones y una base como una sustancia que posee un par de electrones sin compartir y los puede donar para establecer un enlace covalente coordinado o dativo. Esta teoría tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugado. Por ejemplo, el amoníaco es una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:

3 3 3 3:H N BF H N BF+ " !

4. Teoría De Brönsted-Lowry

En 1923 Johannes Brönsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry propusieron un concepto más amplio de ácidos y bases. De acuerdo con las definiciones de Brönsted-Lowry, un ácido es una sustancia que en equilibrio de disolución o de reacción química, puede donar un protón, H+ y formar su especie o base conjugada; y una base es la sustancia que acepta el protón donado por el ácido, estableciéndose un equilibrio de donador-aceptor de protones.

2 3 3 2 4

1 2 2 1 1 2 1 2

acido base acido base base acido acido base

HCl H O H O Cl NH H O NH OH+ ! + !+ " + + +

El concepto de ácido y base de Brönsted 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 son reacciones de intercambio o competencia por los protones. En los ejemplos anteriores se observa que el agua es un aceptor de protones en el equilibrio del HCl y un donador de protones en el equilibrio del NH3, estableciéndose equilibrios acido-base conjugados. El agua es un anfótero.

Fuerza De Ácidos Y Bases: Según la definición de Brönsted-Lowry un ácido fuerte tiene una gran tendencia a transferir un protón a otra molécula y una base fuerte tiene una gran afinidad por los protones. Los ácidos y bases débiles tienen diferentes grados de fortaleza dependiendo de su capacidad de transferir o aceptar protones; la medida cuantitativa de su fortaleza es la constante de disociación ácida, Ka, o sea la constante de equilibrio de la reacción de disociación en agua. La Escala Del pH La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O

+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada ácido-base según la cantidad de H3O

+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. Como el agua es un electrolito muy débil y las soluciones con las que se trata más comúnmente son diluidas, la concentración del ion hidrógeno en moles por litro suele expresarse en forma logarítmica: pH = -log [H3O

+]. De igual manera, la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa se puede expresar como pOH, pOH = -log [OH-]. El agua pura y las

3

soluciones acuosas neutras, tienen un pH de 7.0, los ácidos un pH menor de 7.0 y las bases un pH mayor a 7.0. La escala ilustra la variación y la fortaleza de los ácidos y bases.

70 2 4 10 12 14Neutro

ácidos bases

pH

Indicadores Las moléculas de colorantes cuyos colores dependen de la concentración de H3O

+ son la forma más sencilla de estimar el pH de una solución. Estos indicadores son ácidos débiles o bases débiles cuyas formas ácido/base conjugada tiene diferentes colores.

[ ]

-

3

2 3 1

H O InHIn H O H O In K

HIn

+

+ ! + + =

Por ejemplo en el indicador rojo de fenol, el color de la solución dependerá de la concentración de iones hidrógeno si es grande, entonces [Hln] >>[ln-] y la solución será amarilla. Pero si es pequeña, entonces [ln-] >> [Hln] y la solución será roja

[ ]1

3

In K

HIn H O

!

+

=

Indicadores de pH En la tabla se muestran algunos indicadores ácido-base, o de pH, con sus intervalos de viraje (intervalos de pH en los que cambian de color) y sus distintos colores según se encuentren en medio ácido o básico.

Nombre Intervalo De pH

Color Ácido

Color Básico

Indicador universal 1.0-12 Amarillo o naranja Azul o verde Azul de bromofenol 3,0 – 4,6 Amarillo Púrpura

Anaranjado de metilo 3,1 – 4,4 Rojo Amarillo Rojo de metilo 4,2 – 6,2 Rojo Amarillo

Azul de bromotimol 6,0 – 7,6 Amarillo Azul Fenolftaleína 8,0 – 9,8 Incoloro Rojo-violeta

Amarillo de alizarina 10,1 – 12,0 Amarillo Violeta Hay una limitación natural al intervalo de los valores del pH en el cual es útil un indicador dado. El ojo humano solo puede determinar el cambio de color cuando la relación de las concentraciones de las dos formas coloreadas está en el intervalo de 0.1 a 10. MATERIALES Y REACTIVOS. a) Materiales 1. Beaker de 100 ml 2. Beaker de 250 ml 3. Matraz volumétrico de 100 ml 4. Matraz volumétrico de 250 ml 5. Pipeta graduada de 1 ml

4

6. Pipeta graduada de 5 ml 7. Pipeta volumétrica de 5 ml 8. Pipeta volumétrica de 25 ml 9. Probetas de 10 ml 10. Tubos de ensayo de 12 X 100 cm b) Reactivos y Soluciones 1. HCl concentrado 2. Disolución de HCl 0.1 M: tomar 8,23 mililitros de HCl concentrado y diluir hasta

completar un volumen igual a un litro de solución 3. NaOH concentrado 4. Disolución de NaOH 0.1 M: tomar 4 g de NaOH y diluir hasta un litro de solución con

agua destilada. 5. Soluciones de indicadores:

o Naranja de Metilo: 0.04 % en etanol al 20% ; (pH: 2.9 a 4.6) viraje: rojo-anaranjado a amarillo-anaranjado

o Rojo de Metilo: 0.01 % en etanol al 50 %; (pH: 4.2 a 6.3), viraje: rojo a amarillo o Azul de bromotinol: 0.04 % en etanol al 20% (pH: 6 a 7.6), viraje: amarillo a

azul o Fenolftaleína: 1 % en etanol al 95 %; (pH: 8.3 a 10), viraje: incoloro a rojo-

violeta o Amarillo de Alizarina: 0.01 % en etanol al 70 %; (pH: 10 a 12), viraje: amarillo

a rojo-naranja 6. Solución de indicador universal: con rango de pH de 1.00 a 12.00. Se prepara así:

0.07 g de tropeolina; 0.1 g de naranja de metilo; 0.08 g de de rojo de metilo, 0.4 g de Azul de bromotinol; 0.5 g de Fenolftaleína y 0.1 g de Amarillo de alizarina y se completa a 500 ml con etanol del 50%

7. Solución de ácido acético 1.5M: tomar 84 ml de ácido acético y completar hasta un litro de solución con agua destilada

8. Solución de Amoniaco 2.0 M: tomar 134 ml de amoniaco y completar hasta un litro de solución con agua destilada

9. Soluciones problemas: Vinagre blanco, Gaseosa clara (7 Up-sprite), Solución limpiadora de vidrio o base de amoniaco, Polvo de hornear.

TRATAMIENTO DE DESECHOS EN EL LABORATORIO La disposición adecuada de residuos químicos es esencial para la salud y seguridad en el laboratorio, y a la comunidad circundante. La disposición responsable de los residuos químicos también reducirá presentes y futuras amenazas sobre el medio ambiente; de esta manera, resulta imperativa la disposición de todos los residuos químicos de una manera segura, eficiente, legal, y de costo adecuado. No pueden ser descargados al desagüe y/o al alcantarillado: 1. Residuos que contengan sólidos precipitables > 7.0 ml; 2. Residuos corrosivos con un pH < 5.0 o > 12.0; 3. Residuos que contengan grasas o aceites en concentraciones > 100mg/l; o 4. Residuos que contengan metales o cianuro en concentraciones de 1.0 a 4.0 ppm 5. Sustancias insolubles en agua, o residuos gaseosos. El rango de pH para precipitación varía ampliamente entre iones metálicos, por lo tanto, es importante controlar el pH cuidadosamente. La solución acuosa de iones metálicos se ajusta al pH recomendado adicionando solución 1 M de ácido sulfúrico, hidróxido de

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sodio, o carbonato de sodio. El precipitado es separado por filtración, o decantación, y empacado para su deposición a través del programa de residuos químicos. PROCEDIMIENTO 1. A partir de una solución de HCl 0.1 M preparar por dilución soluciones de pH 2, 3, 4,

5, 6 (1X10-2 M, 1X10-3 M, 1X10-4 M, 1X10-5 M, 1X10-6 M). Realizar los cálculos 2. De la misma forma a partir de una solución de NaOH 0.1 M preparar por dilución

soluciones de pH 12, 11, 10, 9, y 8 (1X10-12 M, 1X10-11 M, 1X10-10 M, 1X10-9 M, 1X10-8 M). Realizar los cálculos

3. Medir 1 ml de una solución de HCl y colocar en cada uno de los 10 tubos de ensayo y agregar 2 gotas del indicador naranja de metilo en cada tubo, agitar y observar el color. Anotar el color observado en la tabla 1. de igual forma repetir el procedimiento con NaOH

4. Repetir el paso 3 para la soluciones de NaOH y HCl con los indicadores de: de de rojo de metilo, Azul de bromotinol; Fenolftaleína y Amarillo de alizarina

5. Tomar 5 tubos de ensayo y adicionar en cada tubo 1 ml de la solución de ácido acético, agregar al primer tubo dos gotas de naranja de metilo, al segundo tubo de ensayo dos gotas de rojo de metilo, al tercer tubo de ensayo dos gotas de Azul de bromotinol; al cuarto tubo de ensayo dos gotas de Fenolftaleína y al quinto tubo de ensayo dos gotas de Amarillo de alizarina. Observar y anotar los colores observados en la tabla 2

6. Repetir el paso 5 con la solución de NH3. Observar y anotar los colores observados en la tabla 2

7. Repetir el paso 5 para cada una de las soluciones problemas: Vinagre blanco, Gaseosa clara (7 Up-sprite), Solución limpia vidrio o base de amoniaco, Polvo de hornear. Observar y anotar los colores observados en la tabla 2

Nota: También puede realizar la experiencia con el indicador universal para ello debe repetir los pasos 3, 4, 5, 6, y 7. Si desea realizarlo anotar los resultados en otra tabla. Resultados:

Tabla 1 Anotar el color observado en las soluciones de HCl y NaOH con cada indicador

pH NM RM ABT F AA 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

6

Tabla 2

Anotar los colores observados en las soluciones de ácido acético, amoniaco y las muestras problemas

Indicador CH3COOH NH3 Vinagre Gaseosa

Clara Polvo de hornear

Solución limpiadora

NM RM ABT

F AA

Preguntas 1. ¿Cuál es el pH aproximado de las soluciones de ácido acético, amoniaco y de las

muestras problemas? 2. Calcular el valor aproximado de las constantes de disociación, el Ka del ácido acético y

el Kb del amoniaco, con los valores aproximados de pH. 3. ¿Cuál es el indicador apropiado para estimar el pH de una solución CH3COOH 0.35

M? 4. Calcular el volumen de HCl que se necesitan para preparar una solución de pH 4

partiendo de 7 ml de una solución de pH 2 5. Determínese [H3O

+], [OH-], pOH, pH en cada uno de los siguientes casos: H2O pura, CH3COOH 0.2 M y NH3 0.2 M .

Ciudadela Universitaria del Atlántico, Barranquilla, septiembre de 2009.