DETERMINACIN COLORIMTRICA DEL pH

Hans Corts; Andrea Gutirrez; Jennifer Miranda; Merylinda MorenoUniversidad del Atlntico31/03/2014

RESUMENEn esta prctica se utiliz el mtodo colorimtrico para determinar experimentalmente el pH de una solucin y se us este dato en el clculo de las constantes de acidez y basicidad, esto para distinguir un cido y una base de acuerdo a su pH. Se prepararon varias soluciones de pH conocido y se observaron las coloraciones que son caractersticas de algunos indicadores en soluciones de diferentes pH, adems de determinar el mismo para otras disolciones tomando varias muestras de cada una y agregndoles un indicador diferente para advertir las diferentes coloraciones de los mismos a un determinado pH de estas soluciones.

Palabras claves: cido, base, equilibrio cido-base, constante de acidez, constante de basicidad, indicador, colorimetra, pH, pOH.ABSTRACTIn this experience the colorimetric method was used to determine the pH of a solution experimentally, this data was used in the calculation of acidity and basicity constants to distinguish an acid and a base according to its pH. Some solutions of known pH were prepared and the characteristical colorations of some pH indicators were observed, in adition, the pH was determined for other solutions taking some samples of each one and adding a different indicator to these, observing the variety of colorations for a specific pH of the solutions.

Keywords: Acid, base, acid-base equilibrium, acidity constant, basicity constant, pH indicator, colorimetry, pH, pOH.

Facultad Ingeniera Barranquilla 2014-1

INTRODUCCIN.Los sistemas donde se presentan reacciones reversibles y, por consiguiente, equilibrios qumicos, representan un amplio marco de referencia para el estudio del comportamiento de las sustancias presentes en una disolucin as como de los tipos de molculas que las conforman. En particular, un campo de inters para la qumica analtica son los fenmenos que ocurren entre los iones que componen las especies durante una reaccin qumica, con los cuales tambin se generan equilibrios. Realmente, cuando se prepara una disolucin acuosa de un compuesto, ste no permanece completamente estructurado, sino que se disocia en los respectivos iones de los cuales est formado; a su vez, dichos iones reaccionan para formar la sustancia original hasta que se llega al estado donde la velocidad de disociacin del compuesto y la de reaccin de los iones es igual. Este estado, clave en el desarrollo del anlisis qumico cuantitativo se denomina equilibrio cido-base, gracias a la participacin que tienen las especies en una reaccin reversible.A travs del tiempo se han hecho infinidades de investigaciones y teoras acerca de sta clase de equilibrio qumico, describiendo los tipos de sustancias que en este participan, las cuales se denominan cidos y bases, trminos que se han ido perfeccionando para describir mejor la funcin que cumplen las especies en solucin cuando se presentan equilibrios cido-base. En la antigedad se consideraba que los cidos eran sustancias que, aparte de tener un sabor agrio, hacan tornar de color rojo al papel tornasol, mientras las bases adems de poseer un sabor amargo daban al papel tornasol por contacto una coloracin azul. Se pens tambin que los cidos podan contener oxgeno, hiptesis que fue desmentida por Humphry Davy en 1810[1], cuando demostr que el cido clorhdrico estaba conformado por los iones H+ y Cl-, posterior a lo cual se reconoci al ion hidrgeno como componente esencial de toda especie cida. Un pionero en la investigacin sobre esta clasificacin de sustancias qumicas fue Svante Arrhenius, quien postul que son cidos los compuestos que contienen hidrogeniones (iones H+) y son bases los que tienen iones hidroxilo (OH-), y que adems, dichos cidos y bases producan un exceso de H+ y OH-, respectivamente, en disolucin acuosa. Esta teora ha recibido numerosas crticas por las limitaciones que posee, al no tener en cuenta otros criterios para la clasificacin de sustancias qumicas en cidos o bases, adems de no tener en cuenta otros medios diferentes del acuoso donde se produzcan reacciones que involucren hidrogeniones y/o hidroxilos.Posteriormente, en 1923 y, por separado, los qumicos Johannes Brnsted y Thomas Lowry desarrollaron una teora ms amplia sobre el comportamiento de sustancias cidas y bsicas en reacciones en estado de equilibrio. Propusieron considerar como cida la especie que, en equilibrio, puede donar un protn H+ y formar una especie denominada base conjugada [1], a la vez, toda sustancia bsica tiene la capacidad de recibir el hidrogenin donado por el cido para formarse el denominado cido conjugado. Los conjugados resultan ser, entonces, los productos de una reaccin cido-base en equilibrio, y reciben tales denominaciones puesto que, en equilibrio, la base conjugada es quien acepta el protn donado por el cido conjugado para producir nuevamente el cido original, y el cido conjugado dona el ion H+ para producir la otra sustancia, que era originalmente la base. Tiempo despus, en 1938, el cientfico norteamericano Gilbert Newton Lewis propuso una nueva hiptesis sobre el comportamiento de este tipo de sustancias. Segn l, se comporta cmo cido el compuesto cuyo tomo central puede aceptar pares de electrones para formar enlaces covalentes, mientras que una base dona un par de electrones libres estableciendo as un enlace covalente coordinado o dativo. La contundencia de esta teora est basada en su versatilidad, ya que es vlida para cualquier tipo de solvente diferente del agua y para todo tipo de reaccin, no necesariamente se debe formar una sal o pares cido-base conjugados [1].Un concepto importante sobre la teora de cidos y bases es la fuerza de stos [1]. Un cido o base se dicen fuertes si en disolucin acuosa se disocian casi en su totalidad en los respectivos iones que las conforman con el fin de ganar electrones o protones, respectivamente. En caso contrario, si no se disocian completamente y producen reacciones que alcanzan el equilibrio qumico se denominan dbiles. Esta capacidad de disociacin puede estudiarse con profundidad, por ejemplo, al medir las concentraciones de los iones hidronio, H3O+, producidos gracias a la cesin de un protn H+ al agua por parte de un cido. De manera anloga, se puede tener un criterio acerca de la fuerza de una base al determinar la concentracin de hidroxilo en la muestra problema producto de la recepcin del protn por parte de la base. Debido a que el anlisis qumico cuantitativo se centra en el estudio de equilibrios qumicos en soluciones diluidas, las concentraciones analizadas de los iones tienden a ser pequeas, de un orden de magnitud no mayor a 10-1 M o 1 M en el caso de las disoluciones ms concentradas de inters, y en soluciones suficientemente diluidas pueden presentarse concentraciones con un orden de magnitud de 10-5 M e incluso menores, lo que torna muy engorroso el anlisis de los equilibrios cido-base. Gracias a esto, en 1909, el bioqumico dans Sren Srensen defini dos cantidades denominadas pH (potencial de hidrgeno) y pOH, de la siguiente manera [2]:

Donde [H+] y [OH-] son las concentraciones de los iones hidrgeno e hidroxilo, y log es el logaritmo decimal. Para soluciones diluidas, dado que la actividad tiende a la concentracin [2], simplemente se reemplazan stas ltimas en las ecuaciones anteriores. Estos valores son ms simples de manejar que las concentraciones y permiten establecer escalas con las cuales sea posible clasificar los compuestos cmo cidos o bsicos. Por ejemplo, una solucin de HCl acuosa 0.1 M tiene un pH igual a 1, y una solucin de NaOH 0.1 M tendr un pOH igual a 1. Si la solucin tiene un pH de 7, se denomina neutra. El agua pura es el mejor ejemplo de una solucin de este tipo.Existen diversos mtodos para determinar el pH de las disoluciones. Uno implica el uso de un dispositivo denominado pH-metro, cuyo funcionamiento se basa en un mtodo potenciomtrico [4], y el ms prctico incluye el uso de sustancias qumicas denominadas indicadores, que a determinada concentracin de H3O+ u OH- toman un color diferente, como tambin pueden no presentar ninguna coloracin. Naturalmente, se utilizan cidos y bases dbiles como indicadores, cuyos cidos o bases conjugados poseen colores propios, los cuales determinan la acidez o basicidad del medio [1]. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonacin o desprotonacin de la especie. Los indicadores cido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolucin en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolucin incolora, a una coloreada. Cada uno tiene una zona de viraje limitada: ms all de los valores extremos respectivos, la coloracin deja de guardar paralelismo con los de pH. Har falta, pues, disponer de ms de uno. Los hay policromos, que dan dos colores extremos diferentes, con todos los matices intermedios; y monocromos que solo dan tonalidades del mismo color [2]. Para distinguir un cido y una base de acuerdo a su pH y determinar su acidez colorimtricamente a travs del uso de estos indicadores, se toman muestras de diferentes concentraciones de distintas sustancias para comparar el cambio de coloracin y por ende su pH.

Fig. 1. Escala y valores de pH para algunas soluciones de uso cotidiano [3].

METODOLOGA EXPERIMENTAL.Esta experiencia se desarroll en dos etapas, donde en la primera se advirtieron los cambios de coloracin de los indicadores luego de agregados a varias disoluciones de HCl y NaOH, organizadas en la gradilla de tal manera que cada uno de los tubos de ensayo contuviese una disolucin ms diluida que la anterior. Se colocaron 10 tubos de ensayos limpios y secos, en los cinco primeros tubos se prepararon 10 ml por dilucin soluciones con concentraciones desde 10-2 M hasta 10-6 M de HCl, se extrajo 1 ml de cada una de estas soluciones y se vertieron en los otros 5 tubos de ensayo, luego se agregaron 2 gotas del indicador naranja de metilo. Y as se repiti el procedimiento de extraer 1 ml, cambiando el indicador a rojo de metilo, luego a azul de bromotimol, despus a fenolftalena y finalmente a amarillo de alizarina.Luego se realiz el mismo procedimiento, esta vez cambiando de sustancia, utilizando NaOH, cuyas soluciones preparadas tuvieron concentraciones entre 10-12 y 10-8 M.En una segunda parte de la experiencia se observaron los distintos virajes de coloracin que presentaban los indicadores agregados a diferentes muestras de una misma solucin, realizndose varias repeticiones con disoluciones varias. Se tomaron 5 tubos de ensayo y se adicionaron a cada tubo de ensayo 1 ml de cido actico (CH3COOH). Al primer tubo de ensayo se le agregaron dos gotas de naranja de metilo, al segundo dos gotas de rojo de metilo, al tercero dos gotas de azul de bromotinol, al cuarto dos gotas de fenolftalena y al quinto tubo de ensayo dos gotas de amarillo de alizarina. Se observaron los resultados y se tabularon los colores observados.Se repiti el procedimiento anterior para las disoluciones de amnico (NH3), hidrxido de sodio (NaOH) y cido clorhdrico (HCl) y se anotaron los cambios ocurridos en dichas soluciones.

DISCUSIN Y RESULTADOSHCl FenolftalenaAzul de bromotinolRojo de metiloNaranja de metiloAmarillo de Linaza

pH 2Incoloro Amarillo Rojo fuerteRojo oscuroIncoloro

pH 3incoloroAmarilloRojoRosadoIncoloro

pH 4IncoloroAmarilloRojoNaranja claro Incoloro

pH 5IncoloroAmarillo claroRojoNaranjaAmarillo transparente

pH 6incoloroAmarillo plidoRojo claroNaranja fuerteAmarillo Transparente

Tabla 1: Datos experimentales obtenidos al adicionar gotas de indicadores a muestras de HClNaOH FenolftalenaAzul de bromotinolRojo de metiloNaranja de metiloAmarillo de Linaza

pH 12 FucsiaAzul oscuro AmarilloMoradoAmarillo fuerte

pH 11FucsiaAzul AmarilloMorado Amarillo

pH 10RosaAzul plidoAmarilloMorado plidoAmarillo claro

pH 9Rosado PlidoAzul plidoAmarillo claroRosa amarilloAmarillo plido

pH 8incoloroAzul marina Amarillo plidoAmarilloincoloro

Tabla 2: Datos experimentales obtenidos al adicionar gotas de indicadores a muestras de NaOHIndicador23456789101112

fenolftalena

Azul de Bromotinol

Rojo de metilo

Naranja de Metilo

Amarillo de Linaza

Tabla 3: Escala calorimtrica de acidez y basicidad

Analizando los datos obtenidos de la tabla 1 y 2 que se realizaron de manera experimental de acuerdo con la metodologa, se puede decir, que corresponden con los datos de coloracin de la tabla 3 que muestra la escala calorimtrica de acidez y basicidad para los correspondientes indicadores utilizados. Segn la experimentacin con la solucin de NaOH y el HCl se obtuvieron los siguientes resultados al agregarles los indicadores: FenolftalenaCon el indicador de fenolftalena en las soluciones acidas de HCl fue incoloro mientras en las soluciones bsicas se obtuvo un cambio de color fucsia intenso a partir del PH 12 hasta el PH 8 es incoloro como se muestra en la figura 2.

Figura 1. Colorimetra en solucin cida con fenolftalena.

Figura 2. Colorimetra en soluciones bsicas con la fenolftalena.

Azul de BromotinolCon este indicador las soluciones acidas son de un color amarillo fuerte desde el pH 2 a medida que aumenta se va degradando hasta un amarillo plido con el pH 8, mientras que en las soluciones bsicas son de un color azul oscuro con un pH 12 a medida que disminuye se va tornado amarillo como se muestra en la figura 3.

Figura 3. Coloracin en soluciones bsicas con el indicador Azul de Bromotimol.

Rojo de MetiloCon el indicador de rojo de metilo las soluciones bsicas toman un color amarillo a medida que disminuye el pH se va degradando hasta un naranja, para las soluciones acidas es de un color rojo a medida que aumenta el pH se obtiene un color amarillo anaranjado.

Figura 4. Coloracin del Rojo de metilo en soluciones acidas de HCl.

Naranja de MetiloPara el naranja de metilo este indicador en soluciones bsicas se obtiene un color naranja a medida que aumenta el pH es de color morado, para las soluciones acidas de pH 2 es de un color Rojo oscuro a medida que aumenta el pH el resultado en un color naranja amarillento, ver figura 5 y 6.

Figura 5. Coloracin en soluciones bsicas del Naranja de Metilo.

Figura 6. Indicador de Naranja de Metilo en soluciones cidas.

Amarillo de AlizarinaEste indicador en soluciones acidas a partir de un PH 2 es incoloro, a medida que aumenta el pH hasta las soluciones bsicas se obtiene un color amarillo plido, en el pH 12 es un amarillo fuerte como lo indica la figura 7.

Figura 7. Coloracin de soluciones bsicas con el indicador de Amarillo de Alizarina.

A la hora de medir el viraje de las sustancias (cido actico, amoniaco, vinagre, Sprite) con los diferentes indicadores se obtienen los resultados como se observan en la tabla 4.

Ind.CH3COOHNH3VinagreSprite

NMRojo claroNaranjaRosado plidoRosado plido

RMRojo fuerteAmarillo claroRojoRojo

ABTNaranjaAzul fuerteAmarilloAmarillo

FTransparenteVioletaTransparenteTransparente

AAAmarillo claroAmarillo plidoTransparenteTransparente

Tabla 4. Datos experimentales de soluciones de cido actico, amoniaco, vinagre y sprite. (Claves: NM: Naranja de metilo, RM: Rojo de metilo, ABT: Azul de bromotimol, F: Fenolftalena, AA: Amarillo de alizarina.)

Es de analizar que con todos los indicadores el cido actico, la gaseosa Sprite y el vinagre es de pH acido, donde por la coloracin el pH del cido actico es pH 5, la del Sprite es pH 4 y el del vinagre es pH 6. Para el amoniaco el pH fue de 10 ya que con todos los indicadores su coloracin tendi hacia dicho pH, como se puede apreciar en la figura 8.

Amoniaco: Utilizando este mtodo se clasific el amoniaco en un rango de pH de 11-12, el cual en solucin acuosa tiene un pH dependiente de la concentracin pero siempre bsico.

Figura 8. Coloracin de amoniaco con la adicin de los indicadores de pH utilizados.Gaseosa: La gaseosa se clasific en un rango de pH de 2-4 esto quiere decir un pH acido segn la literatura por la presencia del cido ctrico y del cido fosfrico el pH de la gaseosa es acido.

Figura 9. Coloracin de la sprite con la adicin de los indicadores de pH utilizados.

Vinagre: Segn los datos, tiene un rango de pH de 3-4, y esto se da porque el vinagre es cido actico diluido.

Figura 10. Coloracin del vinagre con la adicin de los indicadores de pH utilizados.

cido Actico: Segn la colorimetra tiene un rango de pH de 2-3 al ser un cido dbil, el cual, como es natural, presenta mayor concentracin de hidrogeniones que el vinagre.

Figura 11. Coloracin del cido Actico con la adicin de los indicadores de pH utilizados.

PREGUNTAS.1. Cul es el pH aproximado de las soluciones de cido actico, amoniaco y de las muestras problemas?Basndose en los colores que se nos presentaron en cada muestra con cada indicador, se puede establecer que los pH aproximados para cada sustancia son: NH3: el pH es aproximadamente 11. CH3COOH: el pH es aproximadamente 2.5. HCl: el pH es aproximadamente 3. NaOH: el pH es aproximadamente 12.2. Calcular el valor aproximado de las constantes de disociacin, el Ka del cido actico y el Kb del amoniaco, con los valores aproximados de pH.Para una concentracin de 0.1M de CH3COOHpH= -log[H3O+] = 2.5log[H3O+] = -2.5[H3O+] = 10-2.5[H3O+] = 0.0316 = x

Para el equilibrio:CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+I 0.1 M 0 0C -x +x +xE 0.1M-x x x

Para una concentracin de 0.1M deNH3pH= -log[H3O+] = 14 - pOH = 11log[H3O+] = pOH-14 = -11[H3O+] = 10-2Log [OH-] = 11-14 = -3[OH-] =10-3 =0.003 = xPara el equilibrio: NH3+ H2O NH4+ + OH-I 0.1 M 0 0C -x +x +xE 0.1M-x x x

3. Cul es el indicador apropiado para estimar el pH de una solucin CH3COOH 0.35 M?CH3COOH CH3COO- + H+I 0.35 M 0 0C -x +x +xE 0.35 M-x x xKa: 1.8*10-5 1.8*10-5 = Entonces: 6.3*10-6 1.8*10-5 = x2X2 + 1.8*10-5 X 6.3*10-6 =0 Resolviendo por medio de la ecuacin cuadrtica se obtiene que X= 2.50*10-3; entonces [H+] = 2.50*10-3.Por definicin el pH = - Log [H+], entonces; pH = -Log [2.50*10-3]PH = 2.60.El indicador apropiado para estimar este pH es el azul de timol, el cual tiene un rango de viraje de coloracin de (1.2-2.8) [5].4. Calcular el volumen de HCl que se necesitan para preparar una solucin de pH 4 partiendo de 7 ml de una solucin de pH 2.pH= -log[H3O+] [H3O+] = 10-pHC1=10-2 MC2= 10-4MV1 = 7 ml, V2= volumen necesario

5. Determnese [H3O+], [OH-], pOH, pH en cada uno de los siguientes casos: H2O pura, CH3COOH 0.2 M y NH3 0.2 M En el caso del H2O pura:2H2O H3O+ + OH-Ka = [H3O+]*[OH-]/[H2O]2 Como [H2O] es constante por tratarse de un lquido, llamaremos kw = ka * [OH-]2 Kw = [H3O+]*[OH-], lo cual es conocido como producto inico del agua.Como kw = 1.0*10-14 M2 En este caso: [H3O+] = [OH-] = ; entonces: [H3O+] = 10-7 , [OH-] = 10-7 pH = -Log [10-7] = 7, pOH = -Log [10-7] = 7 En el caso del CH3COOH 0.2 M:CH3COOH CH3COO- + H+I 0.2 M 0 0C -x +x +xE 0.2 M-x x xKa: 1.8*10-5 1.8*10-5 = Entonces: 3.6*10-6 1.8*10-5 = x2 X2 + 1.8*10-5 X 3.6*10-6 =0 Resolviendo por medio de la ecuacin cuadrtica se tiene que X= 1.89*10-3 . Entonces: [H+] = 1.891*10-3 pH = -Log [1.891*10-3] = 2.72 2.72 + pOH = 14 pOH = 11.27 pOH = -Log [OH-] [OH-]= 10-pOH [OH-] = 10-11.27 = 5.37*10-12 M En el caso del NH3 0.2 M : NH3 + H2O NH4 + OH- I 0.2 M 0 0C -x +x +xE 0.2 M-x x xKb = 1.8*10-5 1.8*10-5 = Entonces: 3.6*10-6 1.8*10-5 = x2 X2 + 1.8*10-5 X 3.6*10-6 =0 Resolviendo por medio de la ecuacin cuadrtica se obtiene X= 1.89*10-3 M[OH-]= 1.89*10-3 MpOH = -Log [1.89*10-3 ] = 2.72 2.72 + pH = 14 pH = 11.27 Como pH = - Log [H3O+] entonces [H3O+] = 10-Ph = 10-11.27 = 5.37*10-12 M.

CONCLUSINDe acuerdo a lo observado en la experiencia y a investigaciones posteriores a esta se concluye que el pH es una medida de la acidez o la alcalinidad de una solucin, el cual indica la concentracin de hidronios presentes en determinada sustancia. Tambin que un indicador de pH es una sustancia que permite determinar y medir el pH en un medio, y que por lo general, como se observ en la experiencia, ste indicador cambia el color de una disolucin, cuando interactan con los hidronios o hidroxilos presentes en dicha disolucin (protonacin o desprotonacin de la especie).A travs de la prueba cualitativa de pH se pudo clasificar distintas sustancias en un rango de esta escala tomando como referencia los virajes de color a distintos pH de las sustancias indicadoras. De esta forma, se puede concluir que: Los colores de los indicadores vara de acuerdo al pH de las soluciones. Los intervalos de viraje de coloracin de los indicadores dan una gua acerca del mejor indicador que debe utilizarse para determinar el pH de una disolucin cualquiera. Las sustancias usadas como el amoniaco, de pH 10 y su coloracin con el indicador fenolftalena es rosada, mientras que la coloracin del cido actico, vinagre y al sprite con el mismo indicador fue transparente por esto se puede decir que son sustancias cidas.

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