PRACTICA Nº 7INDICADORES DE pH y CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN

7.1. OBJETIVO DE LA PRÁCTICA.-

La práctica tiene los siguientes objetivos:

Realizar experimentalmente una titulación ácido-base. Medir el potencial de hidrogeniones (pH) por diferentes métodos Analizar el comportamiento de indicadores, determinando el cambio de viraje en

medio ácido básico y neutro Determinar el rango de viraje de in indicador Manejar adecuadamente el pH.metro y calibrar el mismo Efectuar cálculos de pH Construir curvas de neutralización Comparar datos experimentales con los teóricos en curvas de neutralización

7.2. FUNDAMENTO TEORICO7.2.1. TITULACIONES ÁCIDO BASE

Las soluciones de concentración exactamente conocida, se denominan soluciones estándar. Se pueden preparar soluciones estándar de algunas sustancias disolviendo una muestra cuidadosamente pesada de sólido en suficiente agua para obtener un volumen conocido de solución. Cuando las sustancias no pueden pesarse con exactitud y convenientemente porque reaccionan con la atmósfera, se preparan soluciones de las mismas y se procede a determinar sus concentraciones por titulación con una solución estándar.

La titulación, es el proceso en el cual un reactivo de la solución, el titulante, se añade cuidadosamente a la solución de otro reactivo y se determina el volumen del titulante necesario para que la reacción se complete.

Valoración o estandarización, es el proceso por el cuál se determina la concentración de una solución midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad perfectamente conocida de un estándar primario. La solución estandarizada recibe el nombre de estándar secundario y se emplea para analizar problemas. Las propiedades de las soluciones estándar primarios son:

No deben reaccionar o absorber componentes de la atmósfera, como vapor de agua, oxígeno o dióxido de carbono.

Deben tener alto porcentaje de pureza. Deben tener peso molecular alto para minimizar el efecto de errores al pesar. Deben ser solubles en el disolvente de interés. No deben ser tóxicos.

¿Cómo se sabe cuándo detener la titulación?

Para esto se agregan unas cuantas gotas de solución de indicador a la solución que se va a titular.

La concentración de iones hidrógeno en las soluciones acuosas se expresan convencionalmente en términos de pH (potencial de hidrogeniones).

7.2.2. pH y pOH 

Así el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno:

De similar forma el pOH es:

La relación entre pH y pOH es:

El pH varía entre 0 y 14. Cuando el pH de las soluciones es menor a 7, son soluciones ácidas, cuando el pH es mayor a 7, las soluciones son básicas y si el pH es igual a 7 son soluciones neutras.

Con frecuencia es necesario medir el pH para establecer el grado de acidez o basicidad de una solución.

Fig. 6.1. Escala de pH, y valores de pH en algunas sustancias

7.2.3. INDICADORESLos indicadores son ácidos o bases orgánicas débiles, cuyas moléculas no disociadas en la solución poseen una coloración y sus iones tienen otra coloración. La fenolftaleina, por ejemplo, se comporta como un ácido débil (HIn) que puede disociarse de la forma siguiente:

HIn + H2O    In- + H+ (Incoloro)                  (Rosado)

Color 1 Color 2

El indicador no cambia de color en función a cualquier variación de pH solamente en un cierto intervalo de valores de pH, llamado rango de viraje. Este rango se puede determinar de varias maneras. Gráficamente mediante una curva de neutralización, en la cuál se representan valores de pH vs. V (mililitros) añadidos de una solución neutralizante.

Fig. 6.2. Escala de colores en el papel indicador

7.2.4. MEDICIÓN DEL pHEl pH se puede medir de tres formas:

Con el papel universal que contiene una mezcla de indicadores Con soluciones de indicadores Con un potenciómetro

El papel indicador es una mezcla de indicadores que permiten determinar el pH de una solución. En la figura 6.2 se muestra la escala de color para este papel indicador con el pH correspondiente.

Si se emplea soluciones de indicadores ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH en que se encuentran, también ayudan en la medida del pH pero solo aproximadamente.

Sin embargo el valor del pH se puede medir en forma precisa mediante un pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos, un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.

Fig. 6.3. pH-metro

7.2.5. CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN

Una curva de titulación es una gráfica de pH contra cantidad de ácido o base añadida (por lo general, en volumen). Indica de manera gráfica el cambio de pH al añadir ácido o base a la solución y muestra con claridad cómo cambia el pH cerca del punto de equivalencia.

El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza del ácido y/o la base que se neutraliza. Este punto de equivalencia se determina mediante un indicador adecuado.

Las reacciones de neutralización de un ácido fuerte (HCl) y una Base fuerte NaOH tienen el punto de equivalencia en un pH = 7 ya que todos los iones hidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo, para dar H2O.

Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7.

Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7.

Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.

7.3. PROCEDIMIENTO

7.3.1. DETERMINACIÓN DE pH EN SOLUCIONES

A. CON PAPEL INDICADOR En cinco tubos de ensayo verter aproximadamente 4 a 5 ml de: agua destilada, agua de

grifo, hidróxido de sodio, amoníaco, ácido acético y ácido clorhídrico. Con ayuda de las varillas de papel pH, determinar el pH de las soluciones anteriores.

B. CON INDICADORES UNIVERSALES De cada uno de los tubos anteriores dividir en tres volúmenes las soluciones utilizando

otros tubos de ensayo Al primer tubo agregar una gota de naranja de metilo, al segundo añadir fenolftaleína y

al tercer añadir rojo de metilo.

7.3.2. CONSTRUCCION DE CURVA DE NEUTRALIZACIÓN

A. CALIBRACIÓN DEL POTENCIÓMETRO Enchufar y encender el potenciómetro Con ayuda de la piseta lavar el electrodo con agua destilada y luego secar con el papel

absorbente Introducir el electrodo a la solución buffer pH = 4, y mover la perilla de calibración a

pH igual a cuatro Proceder de la misma manera con la solución buffer pH = 12

B. CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN Curva de titulación de NaOH con HCl

Para la construcción de curvas de titulación, utilizaremos las soluciones estandarizadas de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio y como instrumento de medición un pHmetro.Colocar en una bureta de 50 ml la solución estandarizada de HCl (0.2 N aproximadamente) y en un matraz erlenmeyer 25 ml de solución valorada de NaOH (0.1 N aproximadamente)

Determinar el pH inicial de la solución de NaOH y luego añadir una gota de fenolftaleína a esta solución (¿qué coloración presenta?). Es importante enjuagar el electrodo del pHmetro con agua destilada en cada medición y secar con un papel absorbente.

A partir de este momento ir agregando de la bureta la solución de HCl al matraz con NaOH, volúmenes seleccionados y determinar el pH de la mezcla.

Añadir: 0; 5; 8; 10; 12.3; 12.5; 12.7; 13; 15; 20; 25 ml de HCl.

Construir una tabla de ml agregados de HCl y pH experimentales obtenidos.

Con los datos de la tabla anterior construir la curva de neutralización respectiva.

En la misma gráfica sobreponer la curva teórica, para esto calcular el pH teórico en cada punto.

Curva de titulación de NaOH con CH 3COOH

Para la construcción de curvas de titulación, utilizaremos las soluciones estandarizadas de ácido acético e hidróxido de sodio y como instrumento de medición un pHmetro.

Colocar en una bureta de 50 ml la solución estandarizada de CH3COOH (0.1 N aproximadamente) y en un matraz erlenmeyer 25 ml de solución valorada de NaOH (0.1 N aproximadamente)

Determinar el pH inicial de la solución de NaOH y luego añadir una gota de fenolftaleina a esta solución (¿qué coloración presenta?). Es importante enjuagar el electrodo del pHmetro con agua destilada en cada medición y secar con un papel absorbente.

A partir de este momento ir agregando de la bureta la solución de CH3COOH al matraz con NaOH, volúmenes seleccionados y determinar el pH de la mezcla.

Añadir: 0; 5; 10; 15; 20; 24.2; 24.5; 24.7; 24.9; 25; 25.2; 26; 30 y 40 ml de CH3COOH

Construir una tabla de ml agregados de HCl y pH experimentales obtenidos.

Con los datos de la tabla anterior construir la curva de neutralización respectiva.

En la misma gráfica sobreponer la curva teórica, para esto calcular el pH teórico en cada punto.

NOTA.- Es importante que en el informe se dibuje claramente las curvas experimental y teórica para ello utilizar una escala apropiada, analizar y comentar los resultados.

7.4. MATERIALES

1. Bureta de 50 ml2. Matraz erlenmeyer de 25 ml3. Soporte universal4. Pinza porta bureta5. Gradilla6. tubos de ensayo7. Pipeta volumétrica de 25 ml8. Vasos precipitados de 250 ml9. pH-metro10. Varillas de papel pH11. Cepillo12. Piseta13. Papel absorbente

7.5. REACTIVOS

1. Solución estandarizada de HCl2. Solución estandarizada de NaOH3. Solución de amoníaco4. Solución de ácido acético5. Buffer pH = 46. Buffer pH = 127. Fenolftaleína8. Naranja de Metilo9. Rojo de Metilo10. Agua destilada

7.6. BIBLIOORAFÍA. Whitten Kennet, Química General, Ed MacGraw Hill, 1992 Kinttof W., Química por Experimentos. Ed Gottinger- Alemania,1963 Goldwhite Harold, Spielman John, Química Universitaria, Compendos Universitarios

Hardcourt Brace Jovanovich, 1988 Sherman Alan, Sherman Sharon, Russikoff Leonel, Conceptos básicos de química, Ed CECSA,

1999

LONGO FREDERICK, Química general, Editorial Mc Graw Hill 1976 Montecinos, Edgar & Montecionos, José, Química general, Prácticas de laboratorio. La Paz

(1989) A. Alvarez, F Yujra & J. Valenzuela Practicas de Laboratorio de Química General, La

Paz 1987 www.ehu.es/biomoleculas/ph/neutra.htm

7.7. CUESTIONAR1O. –

Este cuestionario deberá ser resuelto por el alumno en su totalidad como requisito indispensable para ingresar al laboratorio

7.7.1. Definir los siguientes conceptos: a) ácido, b) base, c) pH, d) pOH, e) solución amortiguadora, f) efecto del ión común, g) hidrólisis, h) producto de solubilidad, i) número equivalente gramo, j) masa equivalente gramo.

7.7.2. Señale por lo menos diez indicadores orgánicos con sus respectivos intervalos de pH y características.

7.7.3. Dibujar las curvas de neutralización de a) acido fuerte con base fuerte, b) acido fuerte con base débil, c) ácido débil con base fuerte y d) ácido débil con base débil.

7.7.4. Hallar el pH de las siguientes disoluciones a) ácido sulfúrico 0.001 M; b) hidróxido de calcio 0.01 M.

7.7.5. La constante de ionización de ácido fluorhídrico es 6.8*10 -4. Determinar el grado de ionización y el pH de una disolución a) 1 M y b) 0.0001 M

7.7.6. El acido carbónico es in ácido diprótico que se ioniza en dos etapas. Calcular a) el pH de una disolución 0.1 M de ácido carbónico, y b) las concentraciones de los iones bicarbonato y carbonato en dicha solución.

7.7.7. La anilina C6H5NH2, tiene carácter básico, pues se une con protones para formar el ión anilinio C6H5NH3

+, siendo su constante de ionización de 4.0* 10 -10. Hallar el grado de hidrólisis y el pH de una disolución 0.02 M de clorhidrato de anilina C6H5NH3Cl.

7.7.8. Hallar el pH de una disolución que resulta de mezclar: a) 35 ml de amoníaco 0.1 M con 25 ml de ácido clorhídrico 0.01 M; b) 62 ml de ácido fluorhídrico 0.1 M con 75 ml de amoníaco 0.1 M. Si se añade unas gotas de fenolftaleína a las disoluciones anteriores ¿Cuál será su coloración?

7.7.9. La constante de ionización del ácido fórmico y del amoníaco son 1.78*10-4 y 1.77*10 -5 respectivamente. Hallar el grado de hidrólisis y el pH de una disolución de formiato de amonio.

7.7.10. Se dispone de una disolución estandarizada de ácido acético 0.0983 M y otra disolución valorada de hidróxido de sodio 0.1095 M. a) Realizar la curva de

titulación cuando se añaden: 0ml; 20 ml; 100 ml y 110 ml de disolución de hidróxido de sodio a 100 ml de disolución de ácido acético; b) cuantos ml de hidróxido de sodio se deben añadir para que la solución resultante está hidrolizado por completo.

7.7.11. ¿Qué significa pH y cual su utilidad?7.7.12. ¿Por qué se denomina curva de neutralización?7.7.13.¿Cuál la utilidad de una curva de neutralización?7.7.14.¿Qué es un indicador de pH, cual su utilidad y de que tipos existen?7.7.15. ¿Qué pasos se debe seguir para realizar una curva de neutralización?7.7.16. Demostrar que el pH del agua es 7

PRACTICA Nº 7INDICADORES DE pH y CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN

7.8. DATOS REGISTRADOS DE LA PRÁCTICARegistre los datos de la práctica en los siguientes cuadros:

7.8.1. DETERMINACIÓN DE pH EN SOLUCIONES

A. CON PAPEL INDICADOR

SOLUCIÓN pH

B. CON INDICADORES UNIVERSALES

COLOR

SOLUCIÓNNARANJA DE

METILOFENOLFTALEINA ROJO DE METILO

ACIDO BASICO ACIDO BASICO ACIDO BASICO

COLORSOLUCIÓN NARANJA DE

METILOFENOLFTALEINA ROJO DE METILO

7.8.2. CONSTRUCCION DE CURVA DE NEUTRALIZACIÓN

B. CURVAS DE NEUTRALIZACIÓNpH ml añadidos de HCl

1. Graficar la curva experimental de pH vs. ml añadidos de ácido.2. Calcular el pH teórico de la solución estandarizada de NaOH inicial.3. Realizar el cálculo de pH, después de añadir cada volumen indicado de HCl.4. Con los cálculos anteriores elaborar la tabla de pH y ml añadidos de ácido.5. Sobreponer a la curva experimental la curva teórica de pH vs. V(ml) añadidos de

ácido.6. Analizar y comparar ambas curvas.