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ÍNDICE ÍNDICE _______________________________________________________________ 1

RESUMEN ____________________________________________________________ 2

ABSTRACT ____________________________________________________________ 3

INTRODUCCIÓN _______________________________________________________ 4

MARCO TEÓRICO ______________________________________________________ 5

DETALLES EXPERIMENTALES _____________________________________________ 16

CÁLCULOS Y RESULTADOS ______________________________________________ 18

CONCLUSIONES _______________________________________________________ 22

SUGERENCIAS ________________________________________________________ 23

BIBLIOGRAFÍA ________________________________________________________ 24

ANEXOS _____________________________________________________________ 25

2

RESUMEN En el presente experimento se verificaron las diferentes coloraciones que experimentan

los indicadores de acuerdo a la variación del pH en una solución; para lo cual, se

agregaron gotas de un determinado indicador a diez tubos de ensayo ordenados según

el aumento de pH, esto se hizo con los diferentes indicadores y las diferentes soluciones

empleadas. Además, se constató el funcionamiento de una solución buffer de pH =6, en

comparación con una que no lo era (en este caso fue el agua potable), que se hizo

reaccionar con una base y un ácido fuertes.

Palabras clave: indicadores, pH, buffer, ácido, base.

3

ABSTRACT At present experiment were verified to him the different colorations that experiment

the indicators according to the pH variation in a solution; for the who, added drops of a

certain indicator to ten orderly test tubes according to the increase of pH, this provided

oneself with the different indicators and the different employees solutions. Moreover,

verified the functioning of a buffer solution of pH =6, in comparison with a that it was

not (in this case went the drinking water), that it was done to react with a base and a

strong acid.

Key words: indicators, pH, buffer, acid, base.

4

INTRODUCCIÓN Un indicador es una sustancia que se usa para indicación visual del pH de una solución.

Se encuentra presente en la solución en concentraciones tan bajas que no afectan el pH

de la misma. El color de las soluciones que los contienen presenta variaciones; en medio

ácido, presenta un determinado color, mientras que en un medio básico, la misma

solución muestra un color diferente.

De los indicadores ácido base existentes y utilizados en los laboratorios, se destacan los

denominados indicadores sintéticos. Éstos son productos industrializados, elaborados

por grandes empresas y su costo es un tanto elevado. Si bien estos indicadores permiten

que los trabajos realizados con éstos sean más rápidos y, de cierta forma, influyan en la

disminución de la utilización de los demás materiales usados en titulaciones ácido–base,

los indicadores sintéticos no se encuentran a disposición de todas las personas; por eso,

por otro lado, están los indicadores naturales cuya obtención casera es bastante

económica y utiliza métodos de extracción bastante sencillos.

Las soluciones buffer son especiales porque, al agregar un ácido o base en pequeñas

cantidades, el pH no presenta variación brusca; esto se debe a la presencia de un ácido

débil y su respectiva base conjugada, cuyo funcionamiento se puede explicar por el

efecto del ion común. Estas soluciones son muy utilizadas en la industria, además, están

presentes en los seres vivos, entre ellas se tiene a la sangre, el jugo gástrico, las enzimas,

etc.

5

MARCO TEÓRICO

OBJETIVOS

GENERALES

Preparar los patrones coloreados de diferentes pH.

Determinar el pH aproximado de las soluciones por comparación colorimétrica.

ESPECÍFICOS

Determinar el patrón coloreado del anaranjado de metilo, rojo de metilo, azul

de bromofenol, fenolftaleína y amarillo de alizarina GG para valores de pH desde

2 hasta 11.

Determinar el pH aproximado para las soluciones de ácido acético, amoniaco,

acetato de sodio, cloruro de amonio y una muestra desconocida.

Determinar las propiedades de las soluciones buffer al compararlas con las del

agua de caño (no buffer).

6

FUNDAMENTOS TEÓRICOS

I. INDICADORES ÁCIDO BASE

1.1. Definición

Son sustancias químicas ácidas o básicas muy débiles, naturales o sintéticas, generalmente orgánicas, que cambian de color en respuesta a la naturaleza de su medio químico. Esto se debe al par conjugado presente que tiene diferente coloración. 1.2. Importancia y utilidad Los indicadores son muy importantes porque permiten determinar el punto de

equivalencia en una valoración (es el momento en el que el número de moles de OH-

es igual al número de moles de H+) para lo cual deben ser añadidos antes de dicha

operación. Cabe destacar que el punto final de una valoración se alcanza cuando el

indicador cambia de color.

Además, sirven para diferenciar, en el momento que se requiera, ácidos y bases.

1.3. Generalidades

La primera teoría de valor práctico sobre el comportamiento de los indicadores se

debe a W. Ostwald (1891). En su teoría, admite que un indicador sin disociar, ácido

(HIn) o base (InOH) tiene un color diferente del de sus iones. Los equilibrios, en solu-

ción, se pueden representar por:

HIn H + In

InOH OH + In

color sin ionizar color ionizado

Si el indicador es un anhidro-base (In), por ejemplo, una amina libre o una amina

sustituida, el equilibro es:

In + H O OH + HIn2

En el caso de un indicador ácido, en solución ácida, por ejemplo, en presencia de un

exceso de iones hidrógeno (H+), la disociación disminuirá (efecto de ion común) y,

en consecuencia, la concentración de In- será muy pequeña; por lo tanto el color

será el que corresponde a la forma sin ionizar. Si el medio es alcalino, la pequeña

concentración de ion hidrógeno motiva una apreciable ionización del indicador;

siendo así, mayor la concentración de In-, y el color que predomina es el que

corresponde a la forma ionizada. Aplicando la ley de acción de masas, se obtiene:

7

H InK

HInind

x

HIn sin ionizarH K K

ionizadoInind indx x

El color del indicador depende de la relación de las concentraciones de las formas,

ionizada y sin ionizar, y por eso, es una función de la concentración del ion hidrógeno

[H+]. Aplicando logaritmos a la expresión anterior:

.

InpH log + pK

HInind

casiinsignific

Generalmente, se usan las siguientes relaciones de concentraciones para predecir el

color del indicador que se percibe:

HIn 10

In Predomina el color del ácido (HIn)

HIn 0.1

In Predomina el color de la base conjugada (In-)

HIn 1

In El color del indicador es una combinación de los colores dados

por HIn e In-.

De lo anterior se deduce:

pH pK 1ind

Conocido como zona de viraje.

Elección del indicador adecuado

El punto final de un indicador no se produce a un pH específico; sino, existe un

intervalo de pH en el que se observa el punto final. En la práctica, se elige el indicador

cuyo punto final se encuentre en la pendiente máxima de la curva de titulación.

Como el punto de equivalencia también está en esta región, la elección asegura que

el pH esté dentro del intervalo de cambio de color o viraje del indicador.

Para un indicador base, se puede deducir una expresión similar pero que en forma

simplificada resulta:

8

InOHOH K

Inindx

Además, se puede deducir lo siguiente:

w

w

K x In K H x OH H

K x InOHind

indicadorbase

Las investigaciones de Hantzsch han demostrado que la teoría de Ostwald, sobre el

cambio de color de los indicadores, requiere una revisión; no obstante, mediante la

nueva teoría, se llega a expresiones similares a las anteriores. Sin embargo, no se

puede admitir que el cambio de color sea debido únicamente a la ionización, pues el

indicador se puede encontrar en dos o más formas tautómeras diferentes que

poseen distinto color y estructura; una de las formas es un no-electrólito (un

pseudoácido o una pseudobase) y la otra forma un ácido o una base. Los iones del

ácido o base, verdaderas, poseen el mismo color y la misma estructura que la forma

sin disociar. Como ejemplo se toma el caso de la fenolftaleína; transformaciones

similares experimentan todos los demás indicadores del grupo de las ftaleínas.

En estado sólido, o en solución ácida, se encuentra casi totalmente como la lactona

(I) incolora; en solución, está en equilibrio con una concentración muy pequeña del

tautómero quinoideo (II), que es un ácido, pues posee el grupo carboxilo, -COOH, y

al ionizarse, da ion hidrógeno, H+, y el ion del indicador (III).

En el caso de un indicador ácido o, mejor dicho, pseudoácido; de acuerdo con la

nueva teoría (representando el pseudo-ácido por HIn', y el ácido por HIn en la

solución acuosa), coexisten los equilibrios:

HIn' HIn Tautomerización (T)

HIn H In Ionización (I)

Aplicando la ley de acción de masas, se tiene:

T

HInK

HIn' I

H x InK

HIn

9

El ion In- tiene el mismo color que el ácido débil HIn. En solución ácida, es decir, en

presencia de un exceso de iones hidrógeno (H+), el indicador se encuentra en casi

totalidad como HIn y HIn'. Ahora bien, estas dos formas tienen colores diferentes, y

HIn tiene el mismo color que In-. Una sustancia se puede emplear como indicador,

cuando la constante del equilibrio de tautomerización es muy pequeña; en tal caso,

prácticamente todo el indicador que está sin ionizar se encuentra como HIn'.

Entonces:

T I

H x In H x InHInK K x K x

HIn' HIn HIn'Ind

constantede disociación

aparente

.

InpH log + pK

HIn'ind

casiinsignific

Se observa que la relación es una pequeña variación de la de Ostwald, tal como se

dijo líneas arriba.

1.4. Clasificación de los indicadores ácido base

Se puede clasificar a los indicadores de acuerdo a su naturaleza, siendo estos:

Indicadores artificiales o sintéticos

Indicadores caseros

Se comenzará por los artificiales, puesto que son los más usados en la

experimentación.

10

II. INDICADORES ARTIFICIALES

2.1. Origen e historia

La segunda mitad del siglo XIX, fue el inicio de las grandes síntesis orgánicas, y como

no podía ser menos; también los indicadores ácido base, que habían sido empleados

como productos naturales, iban a ser sintetizados a partir de 1868.

El primero indicador en ser sintetizado fue la fenolftaleína, conseguida por Baeyer

en 1871, condensando el anhídrido del ácido ftálico (ortobencenodicarboxílico) con

fenol. De la fenolftaleína salieron otros muchos indicadores, potenciando los

cambios de absorción al introducir derivados sulfonados y bromados, estudiados por

Lubs y Clark a partir de 1915. Así aparecieron el rojo fenol, el azul de timol, la

timolftaleína, el azul de bromotimol, azul de bromofenol y el cresol entre otros.

Antes, en 1859, el francés Verguin, había obtenido la fuchina, oxidando por

casualidad la anilina con cloruro de estaño (IV), que también fue obtenida por

Hofmann poco después. Este compuesto sería el punto de partida de otros

indicadores con estructura de trifenilmetano, como el violeta de metilo, verde de

metilo, el verde brillante, el verde malaquita, etc., caracterizados por tonalidades

fuertes y brillantes a distintos pH.

Otra ruta de síntesis de indicadores fue de los colorantes azoicos, que dio lugar al

naranja de metilo (propuesto por Lunge en 1878). El segundo indicador ácido-base

de este tipo en ser empleado, fue el rojo Congo, descubierto por Böttiger en 1884.

Después se usarían el rojo de metilo (introducido por Rupp y Loose en 1908),

amarillo de alizarina, etc.

Uso de los indicadores ácido base sintéticos.

Por lo general se suelen emplear en forma de sales sódicas, por ser solubles en agua;

en caso contrario, se disolverían en etanol, lo cual tiene más inconvenientes a la hora

de usarse en la química a la gota, ya que la gota de alcohol tiende a extenderse y

desparramarse contactando antes de tiempo con los diferentes medios.

Muchas veces el color esperado no es el que aparece, pues dado que se trata de

formas en equilibrio, la combinación de colores produce el que se aprecia.

11

2.2. Variedades

En el siguiente gráfico se detallan las características de los indicadores más comunes

Indicador color ácido pH viraje color básico

amarillo de alizarina GG Amarillo claro 10,0 - 12,1 Rojo castaño

azul de bromofenol Amarillo 3,0 - 4,6 Violeta

azul de bromotimol Amarillo 6,0 - 7,6 Azul

fenolftaleína Incoloro 8,2 - 9,8 Violeta / rosa

m-cresolpúrpura Amarillo 7,4 - 9,0 Púrpura

naranja de metilo Rojo 3,1 - 4,4 Amarillo naranja

púrpura de bromocresol Amarillo 5,2 - 6,8 Púrpura

rojo congo Azul violeta 3,0 - 5,2 Rojo naranja

rojo de bromofenol Naranja amarillo 5,2 - 6,8 Púrpura

rojo de cresol Amarillo 7,0 - 8,8 Púrpura

rojo de fenol Amarillo 6,4 - 8,2 Rojo

rojo de metilo Rojo 4,4 - 6,2 Amarillo naranja

rojo neutro Azul rojizo 6,4 - 8,0 Naranja amarillo

Timolftaleína Incoloro 8,6 - 10,0 Azul

Tornasol Rojo 5,0 - 8,0 Azul

violeta de metilo Amarillo 0,1 - 1,6 Azul / violeta

4-dimetilaminobenzol Rojo

2,9 - 4,0 Amarillo naranja

(F) esculina Índigo débil 1,0 - 1,5 Azul intenso

(F) beta-naftilamina Incoloro 2,8 - 4,4 Violeta

(F) alfa-naftilamina Incoloro 3,4 - 4,8 Azul

(F) fluoresceína Azulado 3,8 - 4,3 Azul intenso

(F) eosina Incoloro 3,9 - 4,5 Amarillo naranja

(F) eritrosina Incoloro 3,7 - 4,6 Amarillo verdoso

(F) acridina Verde 5,3 - 6,4 Violeta

(F) umbeliferona Incoloro 6,2 - 8,3 Azul intenso

(F) cumarina Incoloro 9,2 - 10,5 Verde amarillo

(F) beta-metil umbeliferona Índigo débil 6,9 - 7,1 Azul intenso

(F): Indicador fluorescente

12

2.3. Anaranjado de metilo

El anaranjado de metilo es un colorante azoderivado, con cambio de color desde

rojo hasta amarillo anaranjado entre pH 3,1 y 4,4. El nombre del compuesto químico

es sal sódica de ácido sulfónico de 4-Dimetilaminoazobenceno. La fórmula molecular

de esta sal sódica es C14H14N3NaO3S y su peso molecular es de 327,34 g/mol.

En la actualidad se registran muchas aplicaciones tales como preparaciones

farmacéuticas, colorante de teñido al 5%, determinante de la alcalinidad del fango

en procedimientos petroleros y también en citología junto a la solución de fuschin.

Se usa en una concentración de 1 gota al 0.1% por cada 10 ml de disolución.

Variación de la coloración del anaranjado de metilo.

2.4. Rojo de metilo

El rojo de metilo cambia de color entre pH 4,2 y 6,3, variando desde rojo rosáceo

hasta amarillo. Su fórmula química es C15H15N3O2 y su nombre sistemático es ácido

dimetilamino-4 fenilazo-2 benzoico. Este indicador se prepara disolviendo 0,1 g en

1500 ml de metanol.

2.5. Azul de bromofenol

Al azul de bromofenol también se le conoce como 3,3,5,5 - tetrabromofenol

sulfonftaleína o "azul de tetrabromofenol”.

El intervalo de viraje se encuentra entre 3,0 y 4,6 y varía desde el amarillo hasta el

azul violeta-púrpura. El indicador se puede preparar al 0,1% en alcohol etílico al

20%. Además, su fórmula química es C19H10Br4O5S y su masa molecular, de 666,96

g/mol.

2.6. Fenolftaleína

La fenolftaleína de fórmula (C20H14O4) es un indicador de pH que en soluciones

ácidas permanece incoloro, pero en presencia de bases toma un color rosado con

un punto de viraje entre pH=8,0 a pH=9,8.

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Es un compuesto químico orgánico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y

el anhídrido ftálico (C8H4O3) en presencia de ácido sulfúrico, cuya preparación de

realiza al 1% p/v en alcohol de 90° y tiene duración indefinida.

2.7. Indicadores mezcla

Cuando se emplean algunos indicadores como por ejemplo, la heliantina, el cambio

de color no es fácil de percibir, especialmente a la luz artificial. Un cambio de color

más pronunciado puede obtenerse frecuentemente empleando una mezcla

conveniente del indicador y un colorante indiferente (color de fondo). Así, para la

heliantina, Moerk (1921) utilizó una mezcla de 1 g de heliantina y 2,5 g de carmín

índigo, disueltos en 1 litro de agua; el cambio de color del alcalino al ácido es:

verde amarillento gris magenta

El color gris corresponde a un pH aproximado de 4.

La solución de este indicador se conserva en frascos de color caramelo.

Hickman y Linstead (1922) obtuvieron un resultado aún mejor, disolviendo una

mezcla de 1 g de heliantina y 1,4 g de xilene cianol FF en 500 ml de alcohol al 50 por

ciento; en este caso, el cambio de color del alcalino al ácido es:

verde gris magenta

El color gris corresponde a un pH aproximado de 3.8.

En ciertos casos, es necesario un cambio nítido de color en un intervalo estrecho y

definido de pH; esto no se consigue fácilmente con los indicadores corrientes, pues

la zona de viraje del indicador es de unas 2 unidades de pH. Sin embargo, puede

obtenerse un viraje más nítido, en un intervalo de pH más pequeño, mediante el

empleo de una mezcla conveniente de indicadores, en lugar de uno solo, como se

hace corrientemente, o bien agregando al indicador un colorante para tener color

de fondo. A continuación se dan cuatro ejemplos mezcla de indicadores.

2.8. Indicadores universales

Con una mezcla apropiada de ciertos indicadores, se puede conseguir que el cambio

de color corresponda a un intervalo muy amplio de pH. Estas mezclas se denominan

corrientemente indicadores universales. No convienen para titulaciones

cuantitativas; pero sí para la determinación colorimétrica, aproximada, del pH de

soluciones.

Bogen (1927) propuso un indicador universal preparado de la siguiente forma: se

disuelven 0,1 g de fenolftaleína, 0,2 g de rojo de metilo, 0,3 g de amarillo de metilo,

0,4 g de azul de bromotimol y 0,5 g de azul de timol en 500 ml de alcohol absoluto,

y se agrega suficiente solución de hidróxido de sodio hasta que el color sea amarillo.

Los colores que corresponden a distintos pH son los siguientes: pH= 2, rojo; pH = 4,

anaranjado; pH = 6, amarillo; pH = 8, verde; pH = 10, azul.

14

Otro indicador universal es el de T. B. Smith (1929), que se prepara en la

siguiente forma: Se disuelven 0,05 g de heliantina, 0,15 g de rojo de metilo,

0,3 g de azul de bromotimol y 0,35 g de fenolftaleína, en 1 litro de alcohol

al 66 por ciento. Los colores que corresponden a distintos pH, son: pH

menor de 3, rojo; pH= 4, rojo anaranjado; pH = 5, anaranjado; y pH =6,

amarillo; pH =7, verde amarillento; pH =8, azul verdoso; pH =9, azul; pH =10, violeta;

pH =11, violeta rojizo. Se pueden adquirir en el comercio diversos "indicadores

universales", como soluciones o como papeles reactivos.

III. SOLUCIÓN AMORTIGUADORA O TAMPÓN (BUFFER)

Son aquellas soluciones que contienen un ácido débil y su sal conjugada o a una base

débil y su respectiva sal conjugada. Su función es mantener el pH casi invariable en

los siguientes casos:

Cuando se le agregan pequeñas cantidades de un ácido o una base.

Cuando se disminuye la concentración de la solución (dilución). Para que un

ser vivo se conserve saludable, existen muchos fluidos que se deben

mantener dentro de unos límites muy estrechos de pH. Para que este

objetivo se realice, se crea un sistema amortiguador. Un sistema

amortiguador es una solución que puede absorber cantidades moderadas de

ácidos o bases, sin un cambio significativo en su pH, es decir, es una

disolución que contienen unas sustancias que inhiben los cambios de pH, o

concentración del ion hidrogeno de la solución.

Dichas sustancias pueden contener un ácido débil y su sal, por ejemplo, ácido acético

y acetato de sodio, o una base débil y una sal de esa base, por ejemplo, hidróxido de

amonio y cloruro de amonio. Los fluidos de los organismos vivos están fuertemente

tamponados, el agua del mar y ciertas sustancias del suelo son otros ejemplos de

disoluciones tampones que existentes en la naturaleza.

Los amortiguadores tienen máxima eficiencia de neutralizar los ácidos y las bases

que se añaden, cuando las concentraciones del ácido débil (o de la base) y de la sal

son iguales. Se puede preparar una solución amortiguadora de cualquier pH, si

escogemos el ácido(o base) débil correcto. Existe un ion entre el electrolito débil y

su sal. El comportamiento de una solución amortiguadora puede ser explicado

siempre tomando como base nuestro conocimiento acerca del efecto del ion común

y el principio de Le Chatelier, el cual expresa que si un producto o subproducto es

eliminado del sistema, el equilibrio se verá perturbado y la reacción producirá más

producto con el objetivo de compensar la pérdida.

3.1. Función de una solución buffer

Cuando un buffer es adicionado al agua, el primer cambio que se produce es que el

pH del agua se vuelve constante. De esta manera, ácidos o bases adicionales no

podrán tener efecto alguno sobre el agua, ya que esta siempre se estabilizara de

inmediato.

15

3.2. Tipos de buffer

Buffer ácido

Se prepara mezclando un ácido débil y su base conjugada, en la práctica se prepara

mezclando el ácido débil y su sal. En este tipo de buffer, el ácido débil regula la

concentración de OH- y la base conjugada regula la concentración de H+ adicionado

manteniendo contante el equilibrio de agua en la solución final.

Buffer básico

Se prepara mezclando una base débil y su acido conjugado, en la práctica se prepara

mezclando una base débil y su sal. En este tipo de buffer la base débil regula la

concentración de H+ y el ácido conjugado regula la concentración de OH- adicionado

manteniendo constante el equilibrio de agua en la solución final.

16

DETALLES EXPERIMENTALES

MATERIALES Y REACTIVOS

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento n°1:

a. Se tiene soluciones de pH conocido desde pH = 2 hasta pH = 11. Colocar 1.0 ml

de estas soluciones en 10 tubos de ensayo bien limpios y secos. Agregar 1 gota

de indicador anaranjado de metilo en cada tubo de ensayo. Agitar y observar el

color producido en cada caso. Anote los resultados en el formato de la tabla 1.

De manera similar ensayar muestras nuevas con cada uno de los siguientes

indicadores: rojo de metilo, azul de bromotimol, fenolftaleína y amarillo de

alizarina GG.

b. Colocar 3.0 ml de solución de ácido acético 0.05M en cada uno de los 5 tubos de

ensayo, limpios y secos.

Agregar 2 gotas de un indicador diferente a cada tubo y anotar los colores

obtenidos. ¿Cuál es el pH de la solución? (anotar los datos en las tablas 2 y 3).

c. Repetir el paso b utilizando las siguientes sustancias:

Muestra desconocida. Solución de amoniaco 0.05M Solución de acetato de sodio 0.05M Solución de cloruro de amonio 0.05M

Anotar los datos en las tablas 2 y 3.

10 tubos de ensayo Solución de HCl 0.05M

Pipeta graduada de 10ml Muestra desconocida

Soluciones de pH desde 2 hasta 11 Indicador anaranjado de metilo

Solución de ácido acético 0.05M Indicador rojo de metilo

Solución de amoniaco 0.05M Indicador azul de bromotimol

Solución de acetato de sodio 0.05M Indicador fenolftaleína

Solución de cloruro de amonio 0.05M Indicador amarillo de alizarina GG

Solución buffer pH=6 Agua de caño

Solución de NaOH 0.01M Gradilla para tubos

17

Experimento n°2:

a. Colocar 3.0 ml de solución buffer de pH 6.0 en cada uno de los 5 tubos de ensayo

y agregar 2 gotas de un indicador diferente a cada tubo. Verificar que el pH del

buffer sea 6.0, anotar los colores en la tabla 4.

b. Agregar a cada tubo del paso a dos gotas de solución 0.01M de NaOH. Anotar los

colores en la tabla 4 y el nuevo pH en la tabla 6.

c. Repetir los pasos a y b utilizando agua del caño en lugar de solución buffer. ¿Cuál

es el pH del agua del caño antes y después de agregar la base? Anotar los datos

en las tablas 4, 5 y 6.

d. Repetir los pasos a, b y c pero utilizando la solución 0.05M de HCl en lugar de

NaOH, anotar los colores y el pH en las tablas 4, 5 y 6.

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Observaciones y resultados

TABLA N°01

Soluciones de pH conocido y colores que toman los indicadores.

PH Anaranjado de Metilo

Rojo de Metilo

Azul de Bromotimol

Fenolftaleína Amarillo de Alizarina GG

2 Rojo Fucsia Amarillo Transparente Amarillo transparente

3 Rojo Rosado Amarillo Transparente Amarillo transparente

4 Rojo

naranja Rosado Amarillo Transparente Amarillo claro

5 Rojo

naranja Amarillo rosáceo

Amarillo Transparente Amarillo claro

6 Rojo

naranja Amarillo rosáceo

Amarillo Transparente Amarillo claro

7 Anaranjado Amarillo Verde Transparente Amarillo claro

8 Anaranjado Amarillo Azul Transparente Amarillo

9 Amarillo

anaranjado Amarillo Azul

Casi transparente

Amarillo

10 Amarillo

anaranjado Amarillo Azul Rosado Amarillo

11 Amarillo

anaranjado Amarillo Azul Rosado Amarillo

TABLA N°02

Soluciones investigadas y colores obtenidos con cada indicador.

INDICADOR COLORES OBTENIDOS

CH3COOH

0.05M NH3(ac)

0.05M CH3COONa

0.05M NH4Cl 0.05M

Muestra problema

Anaranjado de Metilo

Rojo Amarillo

anaranjado Anaranjado Rojo naranja Rojo

CÁLCULOS Y RESULTADOS

Práctica: Determinación colorimétrica del pH

Escuela Profesional: Ingeniería de Minas

Fecha: 20/01/2014

N° de Grupo: 4

Nota:

19

Rojo de Metilo

Rosado Amarillo Amarillo Amarillo rosáceo

Fucsia

Azul de Bromotimol

Amarillo Azul Azul Amarillo Amarillo

Fenolftaleína Transparente Rosado Transparente Transparente Transparente

Amarillo de Alizarina GG

Amarillo transparente

Amarillo Amarillo Amarillo

claro Amarillo

transparente

TABLA N°03

PH de las soluciones investigadas (en base a la tabla N°01).

SOLUCIÓN CH3COOH NH3(ac) CH3COONa NH4Cl Muestra del

problema

pH 3.0 11.0 8.0 6.0 2.0

TABLA N°04

Solución buffer y colores obtenidos con cada indicador.

INDICADOR

Color inicial del

Sistema

Color después de agregar el NaOH

0.01M

Color después de

agregar HCl 0.05M

Anaranjado de Metilo Rojo naranja Rojo naranja Rojo naranja

Rojo de Metilo Amarillo rosáceo Amarillo rosáceo Amarillo rosáceo

Azul de Bromotimol Amarillo Amarillo Amarillo

Fenolftaleína Transparente Transparente Transparente

Amarillo de Alizarina GG Amarillo claro Amarillo claro Amarillo claro

TABLA N°05

Agua del caño y colores obtenidos con cada indicador.

INDICADOR

Color inicial del sistema

Color después de agregar el NaOH

0.01M

Color después de

agregar el HCl 0.05M

Anaranjado de Metilo Anaranjado Amarillo

anaranjado Rojo

Rojo de Metilo Amarillo Amarillo Fucsia

20

TABLA N°06

Valores de pH en los sistemas investigados.

Sistema pH

Solución buffer 6.0

Solución buffer + base 6.0

Solución buffer + ácido 6.0

Agua 7.0

Agua + base 11.0

Agua + ácido 2.0

Cuestionario

1. Según sus datos experimentales. ¿Cuál es el grado de disociación del ácido

acético?, determine su Ki. + + + -3

3 3 3pH = -log H O 3 = -log H O H O = 10 M

- +3 2 3 3 CH COOH + H O CH COO + H O

Al inicio x M

En equilibrio (x - α ) M α M α M

-3α = 10 M y x = 0.05 M

Entonces:

αgrado de disociación = . 100 = 2%

x

2+ - -33 3 -5

-33

H O x CH COO 10α . αKi = = = = 2.041 x 10 M

CH COOH x - α 0.05 - 10

Se observa que el valor obtenido difiere muy poco del que puede encontrarse en

tablas, el cual es -51.8 x 10 M .

NOTA: en este caso Ki representa Ka.

2. Según sus datos experimentales. ¿Cuál es el grado de disociación del NH4OH?,

determine su Ki.

Azul de Bromotimol Verde Azul Amarillo

Fenolftaleína Transparente Rosado Transparente

Amarillo de alizarina GG Amarillo claro Amarillo Amarillo

transparente

21

+ -3 2 4

+ -4 4

NH + H O NH + OH

NH + OH NH OH

Se deduce que el Ki para el NH4OH es el mismo que el del NH3, entonces:

+ + + -11 - -33 3 3pH = -log H O 11 = -log H O H O = 10 M OH = 10 M

+ -3 2 4 NH + H O NH + OH

Al inicio x M

En equilibrio (x - α ) M α M α M

-3α = 10 M y x = 0.05 M

Entonces:

αgrado de disociación = . 100 = 2%

x

2+ - -34 -5

-33

NH x OH 10α . αKi = = = = 2.041 x 10 M

NH x - α 0.05 - 10

Se observa que el valor obtenido difiere muy poco del que puede encontrarse en

tablas, el cual es -51.8 x 10 M .

NOTA: en este caso Ki representa Kb.

3. Defina:

a) pH

Es una medida empleada para calcular el grado de acidez de una sustancia y se

representa como: +

3pH = -log H O

b) Solución buffer

Son aquellas soluciones que contienen un ácido débil y su sal conjugada o a una

base débil y su respectiva sal conjugada. Su función es mantener el pH casi

invariable.

c) Indicadores de neutralización

Son aquellos indicadores que al momento de agregar a la solución, ya sea a un

ácido o a una base no altera la reacción, por comportarse neutro en ambos casos.

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CONCLUSIONES Los objetivos planteados fueron satisfactoriamente tratados:

Se prepararon y estudiaron los patrones coloreados de los indicadores en los

diferentes valores de pH.

Se encontró el pH aproximado de las soluciones por comparación de lo obtenido

con el patrón.

Se reconoció las propiedades de las soluciones buffer en comparación con las

que no lo eran.

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SUGERENCIAS Se debe evitar en lo posible la presencia de reactivos contaminantes en las soluciones

patrón de pH para, de esta manera, visualizar mejor el cambio paulatino de color del

indicador en los diferentes medios.

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BIBLIOGRAFÍA

CHANG, Raymond. (2002). Química. Bogotá: Mc Graw Hill.

VOGEL, Arthur. (2007). Química Analítica Cualitativa. Buenos Aires: Editorial Kapelusz.

NEKRASOV, B. (1981). Química General. Moscú: Editorial Mir.

BROWN, Theodore. (2009). Química la ciencia central. México. D.F: Prentice Hall.

AA.VV. (2013). Química General manual de laboratorio. Huaraz: Facultad de ciencias de

la UNASAM.

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ANEXOS

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