Informe Nº7-Química General A2

PRÁCTICA Nº 7 Indicadores Ácido-Base

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RESUMEN

El siguiente informe se observa la preparación de soluciones estándar [H+]=10-1M hasta 10-

4M en este proceso experimental se usó como solución [H+]=10-1M para poder preparar

[H+]=10-2M [H+]=10-3 y M [H+]=10-4M aquí se usaron 8 tubos de ensayos, se separan 4

tubos con sus respectivas soluciones de HCl cada tubo con concentraciones diferentes y los

4 tubos restantes de la misma manera , a los 4 primeros tubos de ensayo echar naranja IV y a

los 4 restantes echar anaranjado de metilo , se notara q los tubos toman colores diferentes

esto se debe q cada tubo tiene una concentración diferente de la misma manera se trabajara

para los siguientes casos , de esta manera se podrá calcular el rango de viraje de los

indicadores en función del pH.


2

INTRODUCCIÓN Los ácidos y bases son llamados también electrolitos, por su capacidad para conducir la

electricidad.

En los electrolitos las sustancias se encuentran disociadas en forma iónica.

A una sustancia se le denomina ácida, si aumenta la concentración de iones hidronio

( +H o +OH3 ), y se llama básica si aumenta la concentración de iones hidróxido ( −OH )

De acuerdo a la magnitud de disociación de +H , lo ácidos pueden ser fuertes (disociación

completa) o débiles (disociación incompleta, dependen de su constante de equilibrio).

En esta práctica se determinará la concentración de iones hidrógeno [ ]+H mediante el uso de

indicadores ácido-base conociendo su rango de viraje y el pH que representa.


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PRINCIPIOS TEÓRICOS

El pH: una medida de la acidez

Puesto que las concentraciones de iones +H y −OH en disoluciones acuosas con frecuencia

son números muy pequeños y , por lo tanto, es difícil trabajar con ellos, Soren Sorensen

propuso, en 1909, una medida más práctica denominada pH. El pH de una solución se

define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno (en mol/L).

]log[ 3+−= OHpH o ]log[ +−= HpH (1)

Hay que recordar que la ecuación (1) es sólo una definición establecida para tener números

convenientes con los cuales trabajar. El logaritmo negativo proporciona un número positivo

para el pH, el cual, de otra manera, sería negativo debido al pequeño valor de [ +H ]. Así el

término [ +H ] en la ecuación (1) sólo corresponde a la parte numérica de la expresión para

la concentración del ión hidrógeno, ya que no se puede tomar el logaritmo de las unidades.

Entonces, al igual que la constante de equilibrio, el pH de una disolución es una cantidad

adimensional.

Debido a que el pH sólo es una manera de expresar la concentración del ión

hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas a 25ºC se identifican por sus valores del pH,

como sigue:

Disoluciones ácidas: 00.7,100.1][ 7 <×> −+ pHMH

Disoluciones básicas: 00.7,100.1][ 7 >×< −+ pHMH

Disoluciones neutras: 00.7,100.1][ 7 =×= −+ pHMH

Observe que el pH aumenta a medida que ][ +H disminuye.


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Es probable que algunas veces se proporcione el valor del pH de una disolución y se

pida calcular la concentración del ión +H . En este caso, se necesita sacar el antilogaritmo de

la ecuación (1) como sigue:

pHH −+ 10][ (2)

Debe recordarse que la definición que

se acaba de mostrar del pH, así como

todos los cálculos que incluyen

concentraciones de disoluciones

(expresadas como molaridad o

molalidad) que se estudian en

capítulos anteriores, están sujetos a cierto error, porque en ellos se supone, de manera

implícita, el comportamiento ideal. En realidad, tanto la formación de pares iónicos como

diversos tipos de interacciones moleculares, pueden afectar la concentración real de las

especies en disolución y, por lo tanto, también los valores de la constante de equilibrio. Esta

situación es análoga a la relación que existe entre el comportamiento de los gases reales.

Dependiendo de la temperatura, volumen, cantidad y tipo de gas presente, la medición de la

presión del gas puede diferir de la que se calcula con la ecuación de gases ideales. De

manera semejante, la concentración real o “efectiva” de un soluto tal vez no sea la que se

espera tomando en cuenta la cantidad de sustancia que originalmente se encuentra disuelta

en una disolución. De la misma manera que se cuenta con la ecuación de van der Waals,

entre otras, para ajustar las diferencias entre el comportamiento de gas ideal y el

comportamiento no ideal, es posible explicar el comportamiento no ideal de las

disoluciones.

Una forma de reemplazar el término concentración por actividad, la cual es la

concentración efectiva. Hablando estrictamente, entonces, el pH de la disolución se debe

definir como

+−=H

apH log


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Donde +Ha es la actividad del ión +H . Como se mencionó anteriormente, para una disolución

ideal la actividad es numéricamente igual a la concentración. En cuanto a disoluciones

reales, la actividad por lo general difiere de la concentración del soluto, hay formas

confiables basadas en la termodinámica para estimar su actividad, pero los detalles no se

incluirán en este texto. Por lo tanto, recuerde que el pH medido de un disolución por lo

general no es el mismo que el calculado a partir de la ecuación (1), debido a que la

concentración en moralidad del ión +H no es numéricamente igual a su valor de actividad.

Aunque se continuará utilizando la concentración en el análisis, es importante saber que este

enfoque dará sólo una aproximación de los procesos químicos que en realidad se presentan

en la fase de la disolución.

En el laboratorio, el pH de una disolución se mide con un medidor de pH o con un

indicador.

Como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido de una

disolución se obtiene una escala de pOH, análoga a la del pH. Así se define el pOh como

]log[ −−= OHpOH

Ahora, al considerar otra vez la constante del producto iónico del agua a 25ºC:

14100.1]][[ −−+ ×== wKOHH

Al tomar el logaritmo negativo en ambos lados, se obtiene

)100.1log(])log[](log[ 14−−− ×−=+− OHOH

00.14]log[]log[ −=−− −− OHOH

A partir de las definiciones de pH y el pOH, se obtiene

00.14=+ pOHpH (3)


6

La ecuación (3) constituye otra forma de expresar la relación entre la concentración de

ión +H y la concentración de ión −OH .

INDICADOR DE pH

Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio.

Habitualmente, se utiliza como indicador de sustancias químicas que cambia su color al

cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido

por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácido-base tienen un

intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se

encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1 - 4,4, de color

rojo a naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando

disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Además se pueden

usar indicadores caseros como la disolución resultante de hervir con agua col lombarda

(repollo colorado), pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene

curcumina, y otros.

Los indicadores de pH tienen una constante de protonación, K, que informa sobre el

desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del indicador.

[ ][ ][ ]−+=

IHHIK

Donde HI es el indicador, generalmente un ácido, +H es el ión hidronio y −I es la forma

disociada del indicador.

Se dice que el cambio de color de un indicador es apreciable cuando la concentración de la

forma ácida o de la forma básica es superior o igual a 10 veces la concentración de la forma

básica o la forma ácida respectivamente.


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DETALLES EXPERIMENTALES

1. Materiales y Reactivos

1.1. Materiales

• Pipeta graduada de 10 mL (1)

• Tubos de ensayo (12)

• Gradilla (1)

• Piceta (1)

• Bagueta (1)

1.2. Reactivos

• Ácido clorhídrico ( HCl ) 0.1 M

• Ácido acético ( COOHCH 3 ) 0.1M

• Hidróxido de sodio ( NaOH ) 0.1 M

• Indicador:

o Naranja IV

o Anaranjado de Metilo

o Índigo Carmín

o Alizarina

o Fenolftaleina

o Soluciones ácidas y básicas desconocidas

• Agua destilada


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2. Procedimiento Experimental

2.1. Preparación de soluciones estándar desde MH 110][ −+ = hasta M410− .

1) Se midió10 mL de HCl 0.1M en un tubo de ensayo limpio y seco, luego se rotuló

el tubo. A partir de esta solución, mediante disoluciones sucesivas se prepararon

las soluciones restantes de 3101 −× M y 4101 −× M, rotulándolas de igual forma

con su concentración respectiva.

2) Para la preparación de soluciones se tuvo presente la relación:

2211 VMVM ×=×

3) Así se prepararon la solución 0.01M a partir de 0.1M, se midió 1.0 mL de la

solución 0.1M y se completó con agua destilada hasta 10 mL y así

sucesivamente para las de 0.001M y 0.0001M. Se vertió la mitad del contenido

de las soluciones estándar en los tubos de ensayo limpios y de esta forma se

obtienen dos series estándar. Se rotularon estos nuevos correspondientes a cada

estándar.

4) A los tubos de una de las series se añadió una gota de solución de Naranja IV a

cada uno de ellos.

A la otra serie se añadió una gota de solución de anaranjado de metilo a cada

tubo.


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2.2. Determinación de ][ +H de una solución ácida desconocida.

1) Se solicitó al profesor 10 mL de una solución ácida de concentración

desconocida.

2) Esta muestra se repartió por igual en dos tubos de ensayo, entonces se añadió una

gota de Naranja IV a uno de ellos y una gota de Anaranjado de Metilo al otro

tubo.

Naranja IV Anaranjado de Metilo

3) Se compararon los colores con los estándar preparados anteriormente y se

determinó la concentración experimental de ión hidrógeno en la solución

desconocida.

2.3. Determinación de la concentración de ][ +H de una solución de ácido débil.

1) Se midió 10 mL de solución de ácido acético 0.1 M en un tubo de ensayo limpio

y seco.

2) Se repartió por igual en dos tubos limpios, entonces añada una gota de solución

de Naranja IV a uno de ellos y una gota de Anaranjado de metilo al otro.

3) Se compararon los colores con los estándar que contengan los mismo indicadores

y se determinó la ][ +H de la solución de ácido acético.

4) Se anotó la concentración de )(acH + y se calculó la constante de equilibrio

experimental del ácido acético.


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Naranja IV Anaranjado de Metilo

2.4. Preparación de soluciones estándar MOH 110][ −− = hasta M410− .

1) Se midió 10 mL de −NaOH 0.1M en un tubo de ensayo limpio y seco, se rotuló el

tubo. A partir de esta solución, mediante disoluciones sucesivas se prepararon las

soluciones restantes de 3101 −× M y 4101 −× M, rotulándolas de igual forma con su

concentración respectiva.

2) Para la preparación de soluciones se tuvo presente la relación:

2211 VMVM ×=×

Así se prepararon la solución 0.01M a partir de 0.1M, se midió 1.0 mL de la solución

0.1M y se completó con agua destilada hasta 10 mL y así sucesivamente para las de

0.001M y 0.0001M.

3) Se vertió la mitad del contenido de las soluciones estándar en los tubos de ensayo

limpios y de esta forma se obtienen dos series estándar. Se rotularon estos nuevos

correspondientes a cada estándar. A los tubos de una de las series se añadió una gota

de índigo carmín a cada uno de ellos.


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En la otra serie se añadió una gota de solución de alizarina a cada tubo.

4) Se observó y se anotaron los colores en cada solución para las distintas ][ −OH .

2.5. Determinación de ][ −OH de una solución ácida desconocida.

1) Se solicitó al profesor 10 mL de una solución básica de concentración desconocida.

2) Esta muestra se repartió por igual en dos tubos de ensayo, entonces se añadió una

gota de Índigo Carmín a uno de ellos y una gota de Alizarina al otro tubo.

Índigo Carmín Alizarina

3) Se compararon los colores con los estándar preparados anteriormente y se determinó

la concentración experimental de ión hidróxido en la solución desconocida.


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2.6. Diferencia entre ácidos fuertes y débiles.

1) Se midió 1.0 mL (=20 gotas) de HCl 0.1 M en un tubo de ensayo limpio y seco.

2) Se midió 1.0 mL (=20 gotas) de COOHCH 3 0.1M en otro tubo de ensayo limpio y

seco.

3) Se añadió 1 gota de fenolftaleína a cada tubo. La fenolftaleína es incolora en el

intervalo de ][ +H 110− a 910− M, pero se torna roja cuando la ][ +H es menor que 910− M (También ][ −OH = 510− M).

4) Se añadió solución de NaOH 0.1M gota a gota a cada solución hasta que el indicador

adquiera un color rojo y no desaparezca al mezclar la solución en el tubo.

5) Se anotó el volumen de NaOH 0.1M requerido en cada caso.


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CONCLUSIONES

• La acidez de un disolución acuosa se expresa mediante el pH, que se define como el

logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno (en mol/L).

• A 25ºC, una disolución ácida tiene un pH<7, una disolución básica tiene un pH>7 y una

disolución neutra tiene y un pH=7.

• La constante de ionización ácida aK aumenta al aumentar la fuerza del ácido. De forma

semejante, la bK expresa la fuerza de las bases.

• El porcentaje de ionización es otra forma de medir la fuerza de los ácidos. Cuando mas

diluida es la disolución de un ácido débil, mayor será su porcentaje de ionización.

• Conociendo el rango de viraje de los indicadores se puede determinar las

concentraciones de los iones hidronio de soluciones desconocidas por colorimetría.


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RECOMENDACIONES

• Hay que revisar que los equipos este en buen funcionamiento.

• Tener previo conocimiento del tema, tales como indicadores de pH, soluciones, etc.

• Colocar correctamente los materiales empleados en esta práctica.

BIBLIOGRAFÍA

• CHANG, Raymond. Quimica general. Editorial Mc Graw - Hill. Novena edición.

2007. • BROWN-LEMAY. Química “La ciencia central”. Editorial Prentice Hall.

Decimoprimera edición. 2009.

• http://es.wikipedia.org/wiki/Indicador_de_pH


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ANEXOS

CUESTIONARIO 1. ¿Qué son indicadores ácido-base?

Un indicador ácido – base es una sustancia química, capaz de captar o donar iones

hidronio generando un cambio de color al producirse esta donación o captación de iones

hidronio. Se pueden dividir en indicadores ácidos o básicos. También se podrían

clasificar algunos como neutros pero suelen colocarse en una u otra escala dado que es

muy raro que un indicador haga su viraje justo en el pH igual a 7.00.

Su uso y aplicación principal es la de determinar el punto final de una neutralización,

también puede servir para comprobar si un pH es suficientemente ácido o básico.

2. ¿Cual es el pH de la solución de MOHCa 005.0)( 2 ? ¿El soluto es fuerte o débil? ¿Por

qué?

+− +⎯→← 22 2)( CaOHOHCa

Inicio 0.005M - -

Reacción -0.005M +0.01M +0.005 M

equilibrio - 0.01 M 0.005 M

Luedo el 122)01.0log( =⎯→⎯=−= pHpOH

Por lo tanto, es una base fuerte.

3. Una solución 1.0M de un ácido débil, HA tiene un pH de 5.. Calcular la constante de

ionización, Ka, de ácido.

Como el pH de la solución final es 5, entonces la MH 5100.1][ −+ ×=

+− +⎯→← HAHA

Inicio 1M - -

Reacción -0.00001M +0.0001M +0.00001 M

equilibrio 0.99999 M 0.00001 M 0.00001 M


17

Luego la Constante de Acidez (Ka) es:

101001.199999.0

00001.000001.0 −×=×

=aK

4. Determinar el % de ionización y el pH de una solución 1M de 232 OHHC 5108.1 −×=aK

+− +⎯→← HCOOCHCOOHCH 33

Inicio 1M - -

Reacción -x +x +x

equilibrio 1-x x x

Luego la Constante de Acides (Ka) es:

xx−

=× −

1108.1

25

Como el valor de Ka es muy pequeño se desprecia x en el denominador. Luego 325 1024.4108.1 −− ×=⎯→⎯=× xx

Finalmente %42.01001

1024.4 3

=××

=−

α

5. Considere estos ácidos:

Ácido A B C D

Ka 6102 −× 4104 −× 3105 −× 2101 −×

a) Ordene los ácidos en sentido decreciente de fuerza de acidez.

La fuerza creciente de acidez es directamente proporcional al Ka

Entonces:

Fa (D) > Fa (C) > Fa (B )> Fa (A)

b) ¿Cuál es el valor de pKa más alto?

aa KpK log−=

Entonces, el ácido que tiene el Ka más bajo, poseerá el valor de apK más alto.

Luego: 69.5)102log()( 6 =×−= −ApKa

6. A 15ºC, 1 litro de agua disuelve aproximadamente 1 litro de 2CO a la presión de 1 atm.

Calcular el pH de la solución obtenida. ¿Qué indicadores serían los mas adecuados para

esta determinación?


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Aplicando : ( )( ) ( )

moln

KKmolLatmnLatm

nRTPV

042.0

288082.011

=

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

⋅⋅

=

=

Luego : MLmol

VnM 042.0

1042.0

===

Finalmente : 37.1)042.0log( =−=pH

Por lo tanto, el indicador mas apropiado es el Naranja IV.

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