PRÁCTICA DE LABORATORIO INFORME Nº 6 INDICADORES DE pH Y CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN
1.1
Objetivo de la práctica
GENERAL
Estudiar y analizar diferentes reacciones con los cambios que suceden al desarrollarse estos fenómenos.
ESPECIFICOS
1.2
Identificar los productos obtenidos de diferentes reacciones Clasificar las reacciones químicas Estudiar la reducción del permanganato de potasio en medio ácido, básico y neutro Estudiar la reducción de la glucosa. Definir la coloración del indicador azul de metileno.
Fundamento teórico
Ácidos y bases 1 INTRODUCCIÓN Los ácidos y bases son dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio: H2SO4 + 2NaOH
2H2O + Na2SO4
2 PRIMERAS TEORÍAS Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y
sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH -. La reacción de neutralización sería: H+ + OH-
H2O
La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de 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 ausencia de agua. 3 TEORÍA DE BRØNSTED-LOWRY Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida: NH3 + base
NH2- + base + H+
El concepto de ácido y base de Brønsted 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 se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)
Ácido (1) + Base (2)
Ácido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio: HCl + H2O
H3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl -, una base débil, y H 3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil. Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua: HF + H2O
H3O+ + F-
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H 2O es una base más débil que F - y HF es un ácido más débil (en agua) que H 3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua: HCl + H2O H3O+ + ClEl agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco): NH3 + H2O
NH4+ + OH-
4 MEDIDA DE LA FUERZA DE ÁCIDOS O BASES La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H 3O+. 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 de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o
de la cantidad de OH - en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa: pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-] El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0. El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría también 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 conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base: H3N: + BF 3H3N-BF3 Definicion
de pH
El pH es un término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. El término (del francés pouvoir hydrogène, 'poder del hidrógeno') se define como el logaritmo de la concentración de iones hidrógeno, H +, cambiado de signo: pH = -log [H+] donde [H+] es la concentración de iones hidrógeno en moles por litro. Debido a que los iones H+ se asocian con las moléculas de agua para formar iones hidronio, H3O+, el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.
En agua pura a 25 °C de temperatura, existen cantidades iguales de iones H3O+ y de iones hidróxido (OH-); la concentración de cada uno es 10 -7 moles/litro. Por lo tanto, el pH del agua pura es -log (10 -7), que equivale a 7. Sin embargo, al añadirle un ácido al agua, se forma un exceso de iones H3O+; en consecuencia, su concentración puede variar entre 10 -6 y 10-1 moles/litro, dependiendo de la fuerza y de la cantidad de ácido. Así, las disoluciones ácidas tienen un pH que varía desde 6 (ácido débil) hasta 1 (ácido fuerte). En cambio, una disolución básica tiene una concentración baja de iones H 3O+ y un exceso de iones OH -, y el pH varía desde 8 (base débil) hasta 14 (base fuerte). El pH de una disolución puede medirse mediante una valoración, que consiste en la neutralización del ácido (o base) con una cantidad determinada de base (o ácido) de concentración conocida, en presencia de un indicador (un compuesto cuyo color varía con el pH). También se puede determinar midiendo el potencial eléctrico que se origina en ciertos electrodos especiales sumergidos en la disolución.
pHmetro El pHmetro es un instrumento empleado para medir el pH de una disolución. Aunque el diseño y la sensibilidad de los pHmetros es variable, sus componentes
esenciales son un electrodo de vidrio, un electrodo de referencia y un voltímetro calibrado para poder leer directamente en unidades de pH. El electrodo de vidrio se basa en una propiedad singular de una fina membrana de un vidrio especial, que hace que se establezca un potencial a través de la membrana cuando ambos lados de la misma se hallan en contacto con disoluciones en las que las concentraciones de iones hidrógeno son diferentes. Durante su utilización, todo el electrodo se sumerge en la disolución de pH desconocido y así la membrana se halla en contacto con dos disoluciones, una de pH conocido y otra desconocido. Como electrodo de referencia se emplea, generalmente, un electrodo de calomelanos que, junto con el electrodo de vidrio, constituye una célula electroquímica representada por:
Ag|AgCl,HCl(0,1M)|membrana
de
vidrio||Hg 2Cl2,KCl|Hg
disolución de pH desconocido La disposición es tal que la diferencia de potencial medida por el voltímetro se debe solamente a la diferencia de las concentraciones de ion hidrógeno en las dos disoluciones. Indicadores
de pH
Nombre Fenolftaleína C20H14O4 Azul de bromofenol C19H10Br 4O5S Naranja de metilo Rojo de metilo Azul de bromotimol Tornasol Amarillo de alizarina Amarillo de metilo C14H15N3 Azul de timol
Intérvalo de pH 8.0 ± 9.8
Color Ácido Incoloro
Color Básico Magenta
3.0 ± 4.6
Amarillo
Púrpura
3.1 ± 4.4 4.2 ± 6.2 6.0 ± 7.6
Rojo Rojo Amarillo
Amarillo Amarillo Azul
5.8 ± 8.0 10.1 ± 12.0
Rojo Amarillo
Azul Violeta
2.9 ± 4.0
Rojo
Amarillo
8.0 ± 9.2
Amarillo
Azul
C27H30O5S Azul de bromofenol sódico C19H9Br 4O5SNa Azul de hidroxinaftol C20H14N2O11S3 Azul de oracet ± B C20H14N2O2
3.0 ± 4.6
Amarillo
Azul
12 ± 13
Rosado
Azul profundo
Soluciones en medio no acuosas 1.2 ± 2.8
Rosado
Azul
Rojo
Amarillo
Azul
Rosado
Naranja
Verde
Azul de timol C27H30O5S Azul nilo 9.0 ± 13.0 clorhidrato C20H20ClN3O p- Naftolbenceína 8.8 ± 10.0
Indicador
universal
El indicador universal es una mezcla de indicadores que permite determinar el pH de una disolución. En la imagen se muestra la escala de color para este indicador, con el pH correspondiente.
Indicador
Indicador, en química, sustancia natural o sintética que cambia de color en respuesta a la naturaleza de su medio químico. Los indicadores se utilizan para obtener información sobre el grado de acidez o pH de una sustancia, o sobre el estado de una reacción química en una disolución que se está valorando o analizando. Uno de los indicadores más antiguos es el tornasol, un tinte vegetal que adquiere color rojo en las disoluciones ácidas y azul en las básicas. Otros indicadores son la alizarina, el rojo de metilo y la fenolftaleína; cada uno de ellos es útil en un intervalo particular de acidez o para un cierto tipo de reacción química.
1.3 ITEM 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ITEM 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Materiales y reactivos utilizados MATERIAL Bureta Matraz erlenmeyer Soporte universal con pinza Gradilla Tubo de ensayo Vaso de precipitado Vaso de precipitado Phmetro Cepillo Pizeta REACTIVO Sol. Estándar HCl Sol. Valorada Na OH Sol. Diluida NH3 Solución diluida CH3COOH Fenolftaleína Naranja de metilo Rojo de metilo Papel pH universal Agua destilada
CARACTERÍSTICAS 50 ml 100 ml Metálico 10 ml 100 ml 250 ml Electrónico CARACTERISTICA 0.1 N 0.1 N
CANTIDAD 1 1 1 1 10 1 1 1 1 1 CANTIDAD 100 m 100 ml 5 ml 5 ml 1 gota 1 gota 1 gota
1.4
Cálculos y gráficos
pH DETERMINADO CON PAPEL INDICADOR
pH Acido acético 6.5 Agua 7 Hidróxido de sodio 14 Amoniaco 9.5 Acido clorhídrico 1.5 SOLUCION
pH DETERMINADO CON INDICADORES UNIVERSALES
COLOR
SOLUCION
NARANJA DE METILO FENOLFTALEINA ROJO DE METILO ACIDO BASICO ACIDO BASICO ACIDO BASICO
Acido Acetico Acido Clorhidrico Amoniaco Hidroxido Sodio Agua
DETERMINACIÓN DEL PH EN SOLUCIONES
SUSTANCIA pH NARANJA DE METILO FENOLFTALEINA Agua de grifo 9.54 Naranja Incoloro Agua destilada 8.51 Naranja Incoloro Ácido clorhídrico HCl 1.91 Rosado Incoloro NaOH 13.94 Naranja Magenta CH3COOH 1.87 Rosado fuerte Incoloro NH4OH 13.35 Naranja Magenta
CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN
VOL ml 0 5 8 10 12,3 12,5 12,7 13 15 20 25
pH EXP 12,74 12,68 12,61 12,55 12,4 12,39 12,37 12,3 11,84 1,6 1,4
Curva de neutralización
13.4 13.2 13 ph exp
12.8
Series2
12.6 12.4 12.2 0
2
4
6
8
10
12
14
1.5
Conclusiones o
o
o
o
o
Considero que la práctica fue muy interesante y que en ella aprendí la importancia de la medida del pH de distintas sustancias, así como distintos métodos para obtener este valor, desde conocer si una sustancia es ácida o básica hasta conocer con una mayor precisión el pH de una sustancia. En el desarrollo de la práctica conocí el manejo y la importancia del uso del pHmetro, un instrumento que nos ayuda a determinar el pH de una determinada sustancia con un alto nivel de confiabilidad, además que gracias a este instrumento podemos saber cuán ácida o básica es una sustancia o soluciones, el valor del pH de la misma con una exactitud de dos decimales, y que, a diferencia de otro indicadores de pH, presenta el valor real del mismo. En esta práctica el empleo de los indicadores orgánicos como la fenolftaleína, el naranja de metilo o el rojo de metilo fue esencial para conocer la naturaleza ácida o básica de las soluciones con las que trabajamos en el laboratorio, puesto que estos indicadores nos ayudaron a conocer en un principio cuales de estas soluciones eran básicas o ácidas, asimismo, el empleo de distintos indicadores puede ayudarnos a conocer un determinado intervalo de pH en el que se halla la sustancia o la solución. En el proceso de la neutralización de una sustancia a través de la titulación de una sustancia básica con un ácido, considero que la diferencia en el cálculo del pH teórico y el pH experimental fue muy elevada, tal vez este se vea afectado por el valor de las concentraciones obtenidas en el anterior experimento, mismas que fueron mezcladas, tal vez el valor de la nueva concentración obtenida después de la combinación de estas soluciones, o algún otro tipo de factores que pudieron haber influido en la concentración del producto obtenido para poder obtener el margen de error que se presentó en el cálculo del volumen empleado para la neutralización del NaOH. Considero que sería interesante realizar este tipo de experimento con mayor frecuencia, para poder tener una mayor destreza en el cálculo del pH mediante el pHmetro y con indicadores orgánicos, debido a la importancia del cálculo de pH en la industria y en aspectos medioambientales.
1.6
Bibliografía
LONGO, FREDERICK. BRESCIA ± ARENTS. VOGEL, ARTHUR. VOGEL, ARTHUR. BROWN ± LEMAY ± BURSTEIN. SONESA, ANDER.
Química General Principios de Química General Química Analítica Cualitativa Química Analítica Cuantitativa Química Principios de Química