1. RES ESU UME MEN. N. Al trabajar trabajar en el experimento experimento de los los indicadores indicadores de pH se vio vio la parte parte de ácidos ácidos y bases bases orgánicas orgánicas que que eran indicadores que están en un estado líquido y tienen un color especifico cuando la solución tiene un determinado pH además tiene un punto de pH de viraje cuando está en medio acido o básico gracias al cambio del pH se observa el cambio de color. Con el papel indicador también se puede determinar el pH de una solución viendo el color que asume este papel al sumergir el papel en la solución y al comparar con el patrón dado se determina el pH. ara la curva de neutrali!ación se determinó el pH con el potenciómetro calibrado en las soluciones buffer de pH " y #$.
2. OB OBJE JETI TIVO VOS. S. Realizar experimentalmente una titulación ácido-base. Medir el potencial de hidrogeniones (pH) por diferentes métodos nalizar el comportamiento de indicadores! determinando el cambio de "ira#e en medio ácido básico $ neutro %eterminar el rango de "ira#e de in indicador Mane#ar adecuadamente el pH. Metro $ calibrar el mismo &fectuar cálculos de pH 'onstruir cur"as de neutralización 'omparar datos experimentales con los teóricos en cur"as de neutralización • • •
• • • • •
3. FUN FUNDA DAMENT MENTO O TEO TEORIC RICO. O. 3.1
TITULACIONES ÁC ÁCIDO BASE −
as soluciones de concentración exactamente conocida! se denominan soluciones estándar. e pueden preparar soluciones estándar de algunas sustancias disol"iendo una muestra cuidadosamente pesada de sólido en suficiente agua para obtener un "olumen conocido de solución. 'uando las sustancias no pueden pesarse con exactitud $ con"enientemente por*ue reaccionan con la atmósfera! se preparan soluciones de las mismas $ se procede a determinar sus concentraciones por titulación con una solución estándar.
La titulación! es el proceso en el cual un reacti"o de la solución! el titulante! se a+ade cuidadosamente a la solución de otro reacti"o $ se determina el "olumen del titulante necesario para *ue la reacción se complete. proceso por el cuál se determina la concentración de una solución midiendo con exactitud Valoración o estandariación ! es el proceso por el "olumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad perfectamente conocida de un estándar primario. a solución estandarizada recibe el nombre de estándar secundario $ se emplea para analizar problemas. as propiedades de las soluciones estándar primarios son,
o deben reaccionar o absorber absorber componentes de la atmósfera! atmósfera! como "apor de agua! oxgeno oxgeno o dióxido de carbono. carbono. %eben tener alto porcenta#e de pureza. %eben tener peso molecular alto para minimizar el efecto de errores al pesar. %eben ser solubles en el disol"ente de interés. o deben ser tóxicos. tóxicos.
a concentración de iones hidrógeno en las soluciones acuosas se expresan con"encionalmente en términos de pH (potencial de hidrogeniones). 3.! "# $ "O# &l pH es una medida de la acidez o basicidad basicidad de una solución. solución. &l pH es la concentración concentración de iones hidronio /H0123 /H0123 presentes en determinada sustancia. a sigla significa 4potencial de hidrógeno4 (pondus H$drogenii5 del latn pondus! n. 6 peso5 potentia! f. 6 potencia5 h$drogenium! n. 6 hidrógeno). h idrógeno). &ste término fue acu+ado por el *umico danés 7rensen! *uien lo definió como el logaritmo negati"o de base 89 de la acti"idad de los iones hidrógeno.
s el pH se define como el logaritmo negati"o de la concentración de iones hidrógeno,
[ ]
pH = − log H
+
&l p1H se define como el logaritmo negati"o de la acti"idad de los iones de hidróxido. &sto es! la concentración de iones 1H-, %e similar forma el p1H es,
[
p1H = − log 1H
−
]
a relación entre pH $ p1H es, pH + p1H = 8:
&l pH "ara entre 9 $ 8:. 'uando el pH de las soluciones es menor a ;! son soluciones ácidas! cuando el pH es ma$or a ;! las soluciones son básicas $ si el pH es igual a ; son soluciones neutras. 'on frecuencia es necesario medir el pH para establecer el grado de acidez o basicidad de una solución.
3.3 INDICADO%ES os indicadores son ácidos o bases orgánicas débiles! cu$as moléculas no disociadas en la solución poseen una coloración $ sus iones tienen otra coloración. n) *ue puede disociarse de la forma siguiente, H>n 2 H?1 (Incoloro) Color 1
In& ' #' (%osado) Color !
&l indicador no cambia de color en función a cual*uier "ariación de pH solamente en un cierto inter"alo de "alores de pH! llamado rango de "ira#e. &ste rango se puede determinar de "arias maneras. @ráficamente mediante una cur"a de neutralización! en la cual se representan "alores de pH "s. A (mililitros) a+adidos de una solución neutralizante. 3.* +EDICI,N DEL "# &l pH se puede medir de tres formas, 'on el papel uni"ersal *ue contiene una mezcla de indicadores 'on soluciones de indicadores 'on un potenciómetro
&l papel indicador es una mezcla de indicadores *ue permiten determinar el pH de una solución. &n la figura B.? se muestra la escala de color para este papel indicador con el pH correspondiente. i se emplea soluciones de indicadores ácidos o bases débiles *ue presentan diferente color segCn el pH en *ue se encuentran! también a$udan en la medida del pH pero solo aproximadamente. in embargo el "alor del pH se puede medir en forma precisa mediante un pH-metro! un instrumento *ue mide la diferencia de potencial entre dos electrodos! un electrodo de referencia (generalmente de plataDcloruro de plata) $ un electrodo de "idrio *ue es sensible al ión hidrógeno.
"#&-etro
3. CU%VAS DE NEUT%ALI/ACI,N ndica de manera gráfica el cambio de pH al a+adir ácido o base a la solución $ muestra con claridad cómo cambia el pH cerca del punto de e*ui"alencia.
&l pH en el punto de e*ui"alencia de una reacción de neutralización es diferente segCn la fortaleza del ácido $Do la base *ue se neutraliza. &ste punto de e*ui"alencia se determina mediante un indicador adecuado. as reacciones de neutralización de un 0cido uerte (H'l) $ una Base uerte a1H tienen el punto de e*ui"alencia en un pH 6 ; $a *ue todos los iones hidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo! para dar H?1.
3 DATOS EXPERIMENTALES 3.1 DETE%+INACI,N DE "# EN SOLUCIONES
A. CON 2A2EL INDICADO% SOLUCI,N gua destilada gua de grifo Hidróxido de sodio moniaco =cido acético =cido clorhdrico
"# B B 8: 88 ? 8
B. CON INDICADO%ES UNIVE%SALES COLO% RE %& M&F>1 ACIDO
roo
BASICO
anaranad o
G&1GF&>
R1E1 %& M&F>1
ACIDO
ACIDO
BASICO
incoloro rosado
roo
BASICO
a-arill o
'11R 1<'> gua destilada gua de grifo Hidróxido de sodio moniaco =cido acético =cido clorhdrico
RE %& M&F>1
marillo fuerte marillo sua"e aran#a aran#a Ro#o Ro#o
G&1GF&>
>ncoloro Ilanco Rosado Rosado >ncoloro incoloro
3.2 CONST%UCCION DE CU%VA DE NEUT%ALI/ACI,N
B. CU%VAS DE NEUT%ALI/ACI,N "# -l a4adidos de #Cl 80.0: 9 80.0 0 80.?J K 80.98 8J 8?.J0 8K.: 88.K9 ?9 89.?B ?9.: ;.LB ?9.L B.J0 ?8 8.?? ?J 'on el ácido acético "# -l a4adidos de CH 3 COOH
80.;K
9
R1E1 %& M&F>1
Ro#o Ro#o marillo marillo Ro#o Ro#o fuerte
80.B: :.LB 0.LJ 0.LJ 0.J
J 89 8J ?9 09
4 CALCULOS Y RESULTADOS 4.1 Medidas de ! a" C#$ e% ae% i$di&ad#' H 2 O H 2 O S#%(&i)$
(a )H
N H 3
C H 3 COOH HCl
%grifo& %'est.& ! * * 14 11 2 1 &#%#' incoloro incoloro a!ul a!ul naranja naranja e utilizó papel pH uni"ersal $ se "erifico el pH de cada una de las soluciones! estos papeles cambiaron de colores *ue luego los comparamos en una tabla $ obtu"imos los datos de pH or otra parte obser"amos *ue el papel tornasol cambia de color con el contacto de unas cuantas gotas de las sustancias dadas. &n medio básico tomo un color azul tomando en cuenta el color del papel *ue era rosado! podemos obser"ar *ue en medio ácido el papel casi no cambio de color pero aun*ue si adopta le"emente un color naran#a. +" C#$ i$di&ad#'es #',-$i&#s C#$ $a'a$a de /e0i%# H 2 O H 2 O NaOH N H 3 C H 3 COOH HCl S#%(&i)$ %grifo& %'est.& ! * * 14 11 2 1 &#%#' naranja naranja amarillo naranja naranja *ojo usimos una gota de este indicador a cada solución el cambio de color fue "iolento las soluciones básicas ( NaOH $ N H 3 ) tu"ieron unos colores fuetes como el "ioleta $ un anaran#ado intenso! mientras *ue las neutras (gua $ gua destilada) se *uedaron en el mismo naran#a con una "ariación de tonalidad siendo más oscura o más clara $ en las ácidas tomaron un color naran#a ( C H 3 COOH ) C#$ e$#%0a%e$a H 2 O S#%(&i)$
H 2 O
NaOH
N H 3
C H 3 COOH HCl
%grifo& %'est.& ! * * 14 11 2 1 &#%#' incoloro blanco rosado rosado incoloro incoloro 1bser"amos los siguientes resultados al ser a+adida a las soluciones, ara el gua de grifo $ el gua destilada (Medio eutro) no tu"o ningCn efecto $a *ue no huido un cambio de color! &n el caso del hidróxido $ amoniaco (Medio Iásico) se tornaron con una "ariación de color ro#o $ fucsia $ el "ioleta es claro *ue estas dos sustancias eran básicas! Mientras *ue para el ácido acético $ el cloruro (medio cido) casi no cambio en el primero tomo un color celeste mu$ claro $ el otro no cambio de color C#$ '## de /e0i%# H 2 O H 2 O NaOH N H 3 C H 3 COOH HCl S#%(&i)$ ! &#%#'
%grifo& * rojo
%'est.& * rojo
14 11 2 amarillo amarillo rojo
1 *ojo o
guindo &l ro#o de metilo al ser a+adido en las soluciones se mostró de la siguiente manera, &n el medio básico (agua $ agua destilada) cambio de color! en el primero el color ro#o paso a oscurecerse $ en el segundo se puso un color morado ro#izo. ara el medio básico (Hidróxido $ moniaco) en el primero su color ro#o aclaro hasta tornarse anaran#ado claro $ en el segundo aun aclaro más $ se puso amarillo fuerte o intenso. ara el medio cido (=cido acético $ cloruro) en los dos se dio el mismo cambio de color *ue paso de ro#o a "ioleta. *.! C('as de $e(0'a%i5a&i)$ La &('a e6e'i/e$0a% se'- 16 14 12 10 8 6 4 2 0 0
5
10
15
20
25
30
35
La e&(a&i)$ de %a 'ea&&i)$ 7(/i&a es HCl + NaOH → NaCl + H 2 O
Calculo del pH teórico usando la concentración de+ 'el ,idróxido de sodio es -.$$ ( y el n/mero de moles iniciales son 0.225 Eq −gr 1mol NaOH =5.625 milimol NaOH 25 ml NaOH × 1000 ml 1 Eq −gr 'el ácido clor,ídrico es -.0$$ ( a& 1l pH de la solución de NaOH es+ −¿ ¿
OH ¿
[ NaOH ]=¿ −¿ ¿
OH ¿ ¿
entonces el pOH es pOH =−log ¿ pOH = 0.65 pH =13.35
b& Al agregar ml de
HCl
a la solución de NaOH
2os moles de ácido clor,ídrico son+
5 ml HCl×
0.322 Eq −gr 1mol HCl × =1.61 milimol HCl 1000 ml HCl 1 Eq −gr v t =25 + 5 =30 ml
1l volumen total
HCl + N aOH → NaCl + H 2 O 1.615.625−−¿ 1.611.61 1.61−¿
04.0151.61−¿ −¿ ¿
OH ¿
lacon centracion sera : [ NaOH ] =¿ −¿ ¿
OH ¿ ¿
entonces el pOH es pOH =−log ¿ pOH = 0.87 pH =13.13
c& Al agregar #- ml de
HCl
a la solución de NaOH
2os moles de ácido clor,ídrico son+ 0.322 Eq −gr 1mol HCl 10 ml HCl× × =3.22 milimol HCl 1000 ml HCl 1 Eq− gr v t =25 + 10 =35 ml
1l volumen total
HCl + NaOH → NaCl + H 2 O 3.225.625 −−¿
3.223.223.22−¿ 0 2.405 3.22−¿
−¿ ¿
OH ¿
laconcentracion sera : [ NaOH ] =¿ −¿ ¿
OH ¿ ¿
entonces el pOH es pOH =−log ¿ pOH =1.16
pH =12.84
d& Al agregar #" ml de
HCl
a la solución de NaOH
2os moles de ácido clor,ídrico son+ 0.322 Eq − gr 1 mol HCl =4.508 milimol HCl 14 ml HCl × × 1000 ml HCl 1 Eq − gr v t =25 + 14 =39 ml
1l volumen total
HCl + NaOH → NaCl + H 2 O 4.508 5.625−−¿
4.508 4.508 4.508−¿ 0 1.117 4.508−¿
−¿ ¿
OH ¿
laconcentracion sera : [ NaOH ] =¿ −¿ ¿
OH ¿ ¿
entonces el pOH es pOH =−log ¿ pOH =1.54
pH =12.46
e& Al agregar #3 ml de
HCl
a la solución de NaOH
2os moles de ácido clor,ídrico son+ 0.322 Eq − gr 1mol HCl 16 ml HCl × × =5.152 milimol HCl 1000ml HCl 1 Eq −gr 1l volumen total
v t =25 + 16 =41 ml
HCl + NaOH → NaCl + H 2 O 5.1525.625−−¿ 5.1525.152 5.152−¿
00.4735.152−¿
−¿ ¿
OH ¿
laconcentracion sera : [ NaOH ] =¿ −¿ ¿
OH ¿ ¿
entonces el pOH es pOH =−log ¿ pOH =1.94
pH =12.06
f& Al agregar #4. ml de
HCl
a la solución de NaOH
2os moles de ácido clor,ídrico son+ 0.322 Eq− gr 1 mol HCl =5.635 milimol HCl 17.5 ml HCl × × 1000 ml HCl 1 Eq− gr v t =25 + 17.5 =42.5 ml
1l volumen total
HCl + NaOH → NaCl + H 2 O 5.6355.625−−¿ 5.625 5.62 55.62 5− ¿
0.01005.625−¿ −¿ ¿
H ¿
laconcentracion sera : [ H Cl ] =¿ −¿ ¿
H ¿ ¿
entoncesel p H es p H =−log ¿ p H =3.62
5e ,ace el mismo procedimiento para+ ml de HCl $0-
pH
#.4" #.#0
16 14 12 10 8 6 4 2 0 0
5
10
15
20
25
30
35
La &#/a'a&i)$ se'- 16 14 12 10 8
pH
experimental
6
teorico
4 2 0 0
5
10
15
20
25
30
35
ml añadidos HCl
Pa'a e% -&id# a&80i&# &#$ e% 9id')6id# de s#di#. Curva experimental. 16 14 12 10 8 6 4 2 0 0
5
10
15
20
25
30
35
Calculo del pH teórico usando la concentración de+ 'el ,idróxido de sodio es -.$$ ( y el n/mero de moles iniciales son 0.225 Eq −gr 1mol NaOH =5.625 milimol NaOH 25 ml NaOH × 1000 ml 1 Eq −gr 'el ácido acético es -.0 ( a& 1l pH de la solución de NaOH es+ −¿ ¿
OH ¿
[ NaOH ]=¿ −¿ ¿
OH ¿ ¿
entonces el pOH es pOH =−log ¿ pOH = 0.65 pH =13.35
b& Al agregar ml de
CH 3 COOH
a la solución de NaOH
2os moles de ácido acético son+ 1 molCH 3 COOH 0.3 Eq − gr 5 mlCH 3 COOH × × =1 .5milimol 1000 mlCH 3 COOH 1 Eq − gr v t =25 + 5 =30 ml
1l volumen total
CH 3 COOH + N aOH →CH 3 COONa + H 2 O 1.505.625 −−¿ 1.501.501.50 −¿
04.1251.50−¿ −¿ ¿
OH ¿
lacon centracion sera : [ NaOH ] =¿ −¿ ¿
OH ¿ ¿
entonces el pOH es pOH =−log ¿ pOH = 0.86 pH =13.14
5e repite el proceso de cálculo para los siguientes vol/menes de ácido agregado+
pH
mldeCH 3 COOH
#$.66 #$." #."$ #.-7 2a curva de neutrali!ación será+
## $ 0
16 14 12 10 8 6 4 2 0 0
5
10
15
20
25
30
35
40
A% &#/a'a' %as d#s &('as se #+se'a 16 14 12 10
pH
8 teorica
6
experimental
4 2 0 0
5
10
15
20
25
ml añadidos de 3
:
30
35
40
ANALISIS DE RESULTADOS e "erifico *ue los indicadores cambian de color segCn el medio en *ue son agregados además *ue la agregación de esta no afecta en la estructura molecular de las sustancias $ *ue el papel indicador es un buen indicador de pH el agua de grifo $ destilada es aproximado a ; también se "erifico *ue sustancias acidas tienen un pH menor a ; $ sustancias básicas ma$ores a 8:. &n las cur"as de neutralización se "erifico una diferencia existente entre la cur"a experimental $ la teórica además *ue el ácido clorhdrico es un ácido fuerte $ el hidróxido de sodio una base fuerte *ue se disocia completamente facilitando el cálculo del pH $ p1H. a utilización de e*uilibrio iónico en los cálculos cuando se agregan soluciones acidas o básicas en la solución *ue se está neutralizando.
&n la e"idencia en los
neutralización con el ácido acético se un error cometido en la neutralización o datos proporcionados como la concentración del ácido acético o mala manipulación de los instrumentos *ue estén sucios.
e#emplo *
CONCLUSIONES
>n"estigando muestra los color en el >%>'%1R RE %& M&F>1 G&1GF&> R1E1 %& M&F>1
M&%>1 '>%1 aran#a >ncolora Ro#o
los indicadores la parte teórica nos siguientes resultados segCn su cambio de medio acido o básico, M&%>1 I>'1 Rosado Aioleta marillo
i comparamos con los resultados obtenidos en laboratorio nos damos claramente cuenta *ue en la ma$ora de los casos se da estos tipos de colores o un acercamiento a estos. udimos obser"ar el cambio de color $ diferenciar el medio $a sea acido! medio o neutro gracias a los indicadores como el naran#a de metilo! ro#o de metilo $ la fenolftaleina. prendimos *ue no solo se puede medir el pH con el pH metro sino también con la a$uda del papel pH agregándole gotas de las soluciones dadas $ "erificando en una tabla segCn el cambio de color *ue este papel tu"o. e obser"ó también el buen uso del pH metro $a *ue si no se limpia bien después de usar una solución pueden *uedar residuos $ luego determinar otro tipo de pH *ue no sera el indicado para la solución. ;
BIBLIObarz! Eosé. Numica @eneral Moderna. a"a &ditorial Marin http,DDOOO.*uimica$algomas.comD*uimica-generalDeste*uiometria-$-soluciones-*uimicasDsoluciones-*uimicasD Numica general de Ra$mond 'hang $ Penneth . @oldsb$ http,DDes.OiQipedia.orgDOiQiDnálisis"olumétrico http,DDes.OiQipedia.orgDOiQiD>ndicadordepH http,DDOOO.ehu.esDbiomoleculasDphDneutra.htm
=
ANEXOS
