Indicadores ácido Base

DETERMINACIÒN DEL PH DE SOLUCIONES ÀCIDO BASE

RESÚMEN

Un indicador ácido-base es una sustancia cuyas propiedades físicas (más específicamente el color) dependen del PH del medio en el que se encuentra, y además del rango de viraje propio de cada uno de ellos; estos nos ayudan a determinar el final o punto final de una valoración ácido- base dependiendo de las coloraciones que se adquieran. Esta práctica está destinada a poner a prueba diferentes tipos de indicadores ácido-base en muestras con PH ácido o básico, utilizando soluciones de HCl y NaOH en concentraciones de 0,6 M, 0,3M, 0,1M, 0,01M, 0,001M, 1*10-4M, 1*10-5M, 1*10-6M y 1*10-7M para ello. Además de esto se encontrará el PH de cada solución anteriormente mencionada mediante las fórmulas de PH y POH conocidas como PH=-log⁡[H] y POH=-log⁡[OH], teniendo en cuenta que la suma de PH y POH de una solución siempre será 14. Los indicadores que se utilizaron fueron azul de bromofenol, alizarina, fenolftaleína, verde malaquita, tornasol y metil naranja con los cuales se realizaron variadas experimentaciones y cuyos rangos de viraje se anotaron en la tabla 3. Finalmente se estudiaron los resultados de las coloraciones obtenidas analizando el punto de viraje de cada indicador y el PH encontrado previamente de cada muestra, así se obtuvo que los resultados fueron bastantes acertados a las predicciones realizadas y que los errores o variaciones fueron causa de errores de los experimentadores, errores del método, errores de los instrumentos de medición utilizados (pipeta) o de los indicadores líquidos mal preparados. Se concluyó que es muy importante realizar una correcta escogencia de indicador a utilizar para la determinación del PH de una solución, ya que el rango de viraje de estos es quien nos ayudará a determinar el PH al cual se halla próximo la solución a trabajar.

PALABRAS CLAVES:

PH.

Ácido-base.

Indicador.

Rango de viraje.

INTRODUCCIÓN

El objetivo de esta práctica es el de poner a prueba diferentes tipos de indicadores ácido-base en determinadas soluciones, cuyos PH varían desde 0,22 hasta 13,78. Además de ello obtendremos los PH de cada solución usando las concentraciones de cada muestra y mediante las ecuaciones PH=-log⁡[H], para las sustancias ácidas, y POH=-log⁡[OH], para las sustancias básicas (conociendo que el PH es igual a la diferencia entre 14 y el POH), con estos datos lograremos comparar los resultados de los cambios de coloración de los diferentes indicadores ácido-base a utilizar y observando si nuestras predicciones fueron acertadas.

MARCO TEÒRICO

Punto de equivalencia y punto final en una valoración

La cantidad de solución estándar que corresponde al punto de equivalencia en una valoración ácido-base es un volumen teórico, puesto que al ser desconocida la concentración de la solución analizada, no se puede saber de antemano cuánto de la solución estándar reaccionará; tan sólo se puede calcular el volumen del punto de equivalencia, y muchas veces, de manera aproximada. Si a esto le sumamos el hecho de que las soluciones involucradas en las valoraciones ácido-base son incoloras en su inmensa mayoría, pues la sola mezcla de la solución estándar y la solución analizada jamás permitirá notar cuándo se debe detener la adición del estándar: podríamos añadir solución estándar hasta llegar al punto de equivalencia y seguir añadiendo exceso de la misma sin darnos cuenta.

Por esto, en las valoraciones ácido-base se utilizan sustancias llamadas indicadores ácido-base, para poder determinar cuándo se deja de agregar porque ha terminado la valoración. Entonces, a través de los indicadores ácido-base se determina el punto final de la valoración o que se ha llegado a un pH deseado, siendo el punto final el volumen de valorante (solución estándar) que sirve como criterio para terminar la valoración.

Claramente, el punto final y el punto de equivalencia no son iguales; generalmente, el punto final debe ser mayor al punto de equivalencia. Lo ideal, entonces, es que el indicador escogido para la valoración permita obtener un punto final lo más cercano posible al punto de equivalencia. La diferencia entre el volumen del punto final y el volumen del punto de equivalencia se denomina error de valoración.

Uso de indicadores visuales para señalar el punto final de una valoración ácido-base

En las titulaciones ácido-base, se emplean colorantes llamados indicadores ácido-base para este propósito, porque son sustancias cuya estructura cambia según el pH del medio en que se encuentren, y debido a esto, muestran colores distintos según la estructura que adopten.

La función de un indicador es mostrar un cambio de color como respuesta al agotamiento de las moles de la sustancia valorada, y esto es posible porque al agotarse la sustancia valorada (al legar al punto de equivalencia), la siguiente gota de valorante reacciona con el indicador (pues ya no había más sustancia valorada), y esto hace que las moles del indicador empiecen a cambiar gradualmente su estructura, hasta que todas las moles del indicador logren la nueva estructura. Esto es un proceso gradual, y por ello, un indicador no cambia de estructura a un pH fijo, sino que lo hacen dentro de un intervalo de pH propio de cada indicador.

Entonces, ahora podemos concretar la definición de punto final: el volumen de valorante que produce el cambio de color del indicador y determina el final de la titulación, se denomina punto final.

Por qué ocurre el cambio de color de un indicador visual ácido-base

El cambio de color sirve para determinar el punto final de una valoración entre más cercano esté al punto de equivalencia de la misma, y sirve para estimar el pH de una solución cualquiera según el color que se observa al agregarle el indicador. Como los indicadores ácido-base son sustancias que se comportan como ácidos o bases débiles, el pH exacto al cual un indicador ácido-base depende de su constante de disociación ácida.

Si el indicador es un ácido débil monoprótico (tiene un solo hidrógeno que se disocia), generalmente se simboliza como HIn, y su disociación ocurre mediante la siguiente reacción

HIn(ac) + H2O(l)H3O+(ac) + In–(ac)

Y la constante de equilibrio es

Si se toma el logaritmo decimal negativo de ambos lados de la ecuación y se despeja el pH, se obtiene una expresión muy parecida a la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

Las dos formas del indicador,

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