Determinacion Colorimetrica Del PH

DETERMINACIÓN COLORIMÉTRICA DEL pH

Anillo L, Llanos R, Miranda L, Robledo M.

Laboratorio de Química Analítica, Universidad del Atlántico,Km 7 Vía Puerto Colombia – Barranquilla – Atlántico

Profesor de laboratorio: Dr. Ever Jesús Mendoza Colina

Resumen

El pH de una solución determina la medida dé la acidez o alcalinidad de una solución, indicando la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias; para esto se utilizan indicadores de pH que determinan el color de la solución si es acida, neutro y básico. Se podrá determinar la acidez colorimétricamente a través del uso de indicadores, estos serán utilizados en diferentes muestras de sustancias a diferentes pH, manejando 5 indicadores que viran en intervalos de pH y se valorará el cambio que pueda tener cada sustancia, de acuerdo al color que sea obtenido en cada sustancia tomando como guía su respectivo pH.

Palabras Claves: Ácido, Base, pH, Disociación, Indicadores

Introducción

En la química analítica para adentrarse en lo que es pH, se debe conocer primero el concepto acido-base, este ha sido modificado de tal manera que produce serios impactos en los estudios científicos.

En la historia antigua solo se tenía un concepto de ácidos y bases.

Ácido: tiene sabor ácido, ataca a las rocas carbonatadas, reacciona con algunos metales desprendiendo gas hidrógeno, en disolución acuosa deja pasar la corriente eléctrica, neutraliza la acción de las bases reaccionando produciendo sales.

Base: tiene sabor a lejía (cáustico), reacciona con las grasas para dar jabón, producen precipitados al reaccionar con algunas sales, en disolución acuosa deja pasar la corriente eléctrica, neutraliza la acción de los ácidos produciendo sales.

A partir de 1880 se crearon teorías que mejoraban el concepto de que era un ácido y que era una base:

* Teoría de Arrhenius: Los electrolitos se disocian en disolución acuosa en dos o más componentes llamados iones, como los Ácidos y bases conducen la corriente disueltos, son electrolitos luego se disocian en iones.

Ácido: sustancia que en medio acuoso se disocia produciendo iones H+ (protones) Base: sustancia que en medio acuoso se disocia produciendo iones OH- (hidroxilos) Luego la acidez o basicidad viene marcada por los iones H+ y OH.

Esta teoría explica la neutralización como la unión de ambos iones dando la molécula neutra de agua.

Pero esta teoría tiene un fallo que es la limitación del concepto a disoluciones acuosas y no explica el carácter ácido o básico de algunas sustancias como el amoníaco, el óxido de calcio y el carbonato sódico.

* Teoría de Brönsted y Lowry: Introducen el concepto de ácido-base conjugados, esto es los ácidos y bases no actúan de forma aislada, sino que lo hacen de forma interrelacionada, siempre hacen falta los dos.

Acido: sustancia que cede protones a una base.

Base: sustancia que capta protones de un ácido.

La relación entre la estructura de los ácidos y su fuerza Partiendo del hecho de que un ácido libera protones; una sustancia tendrá mayor facilidad cuanto más polarizado esté el enlace que soporta el hidrógeno. También se debe tener en cuenta que el agua es una sustancia anfótera, ello permite que sus moléculas reaccionen entre sí y el agua se autoionice.

Podemos definir una constante de equilibrio de disociación (producto iónico del agua Kw) que como todas las constantes de equilibrio tendrá un valor distinto para cada temperatura.

Definiendo neutralidad como el punto en el cual aparentemente no tenemos cargas: [H3O+]=[OH-]. Disoluciones ácidas aportan iones hidronio y disoluciones básicas aumenta los iones hidroxilo.

Cuando todos estos conceptos fueron planteados se buscó una forma de referencia para las sustancias y fue la escala de pH.

* Concepto y escala de pH: Se define pH como el –log[H3O+]. Tomando como referencia los 25ºC disolución ácida Ph<7, neutra pH=7 y básica Ph>7.

De forma análoga puede definirse el pOH, a partir del producto iónico del agua pH+pOH=14 (a 25ºC). El pH en una sustancia puede ser encontrado con un indicador teniendo en cuenta el punto de viraje de dicho indicador:

* Medida del pH. Indicadores: Los indicadores son compuestos químicos que tienen la particularidad de cambiar de color cuando cambia ligeramente su estructura molecular, por la unión o por la pérdida de protones. Es debido a que son ácidos o bases débiles que presentan un equilibrio dependiente de los iones hidronio.

Para que sirva el indicador tiene que presentar colores muy diferentes en susdos formas, este cambio de color no se aprecia de forma instantánea por eso los indicadores se dice que tiene un rango de viraje.

Se clasifican en función del rango de viraje y se usará uno u otro según el pH de neutralización de las sustancias que tengamos.

Los más usados según su pH de viraje son:

- Tornasol: cubre prácticamente toda laescala

- Fenolftaleína: pH neutro y básico. Ácido fuerte + Base fuerte o ácido débil + base débil (constantes parecidas)

- Naranja de metilo: pH básico

En este experimento se tendrán en cuenta 5 indicadores específicos que son los siguientes:

NOMBRE INTERVALO DE pH COLOR ACIDO COLOR BASICO

Anaranjado de metilo 3,1-4,4 rojo amarillo

Rojo de metilo 4,2-6,2 rojo amarillo

Azul de bromotimol 6,0-7,6 amarillo azul

Fenolftaleína 8,0-9,8 incoloro Rojo-violeta

Amarillo de alizarina 10,1-12,0 amarillo violeta

Metodología

Resultados y discusión

En un tubo de ensayo adicionamos 1ml 0.1M de HCl con 9ml de agua destilada para obtener una solución diluida 0.01M y de partimos de la parte A para completar 5 tubos.

HCl

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