Practica De Laboratorio

PRACTICA 5: "NEUTRALIZACION ÁCIDO-BASE Y USO DE INDICADORES"

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA METROPOLITANA

QUÍMICA ANALÍTICA Nº 1

KAREN JESSICA PACHECO PIÑA

DRA.LOPEZ DIAZ GUERRERO NORMA EDITH

GRUPO: BE52

PRÀCTICA Nº 5

"neutralizacion ácido- base. uso y elección de indicadores”

INTRODUCCION:

“NEUTRALIZACION ACIDO-BASE. USO Y ELECCION DE LOS INDICADORES.

Soluciones e indicadores para titulaciones acido-base.

Las soluciones patrón que se emplean en las titulaciones de neutralización son ácidos o base fuertes ya que estas sustancias reaccionan mas completamente con el analito que las correspondientes especies débiles, de manera que se obtienen puntos finales mas definidos.Las soluciones patrón de ácidos se preparan por dilución de ácidos clorhídrico, perclórico, o sulfúrico concentrado.

Las soluciones patrón alcalinas por lo general se preparan a partir de hidróxido de sodio o potasio solidos y ocasionalmente de hidróxido de bario.( Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F.James; QUIMICA ANLITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Sexta edición; Mexico; 1995.)1

Indicadores de neutralización

Existen sustancias cuyo color en soluciones depende del PH de la misma. (Skoog Douglas A. y West Donald M.; INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA; Editorial Reverte, S.A; España;1980.)2

Muchas sustancias naturales y sintéticas presentan colores que dependen de PH de las soluciones en que se disuelven. Algunas de estas sustancias, que se han utilizado por siglos para indicar la acidez o alcalinidad del agua, aun se emplean como indicadores acido-base.

Un indicador acido-base es un acido o una base orgánicos débiles cuya forma no disociada tiene un color diferente al de su base o acido conjugado. Como por ejemplo, el siguiente equilibrio describe el comportamiento de un indicador acido, HIn , típico:

HIn + H2O ---------------- In- + H3O+

color acido color basico

En este caso, la disociación del indicador se acompaña de cambios en su estructura interna y un concomitante cambio de color. El equilibrio para un indicador básico In, es:

In + H20 ------------------ InH+ + OH-

color básico color acido

( Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F.James; QUIMICA ANLITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Sexta edición; Mexico; 1995.)1.

En el primer caso el indicador (que puede ser de constitución iónica o molecular) se comporta como un acido débil que por disociación de un anión In- y un ion hidronio.

En el segundo caso, el indicador actúa como una base débil capaz de combinarse con iones hidronio formando el acido conjugado de aquella.( Skoog Douglas A. y West Donald M.; INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA; Editorial Reverte, S.A; España;1980.)2

En cada caso, las dos especies participantes en el equilibrio difieren una de otro por su color. En una solución dada, depende del PH el que predomine una especieu otra y, por lo tanto, un color u otro. Así en el primer ejemplo anterior, HIn será el constituyente predominante en soluciones fuertemente acidas, siendo responsable del “color acido” de este indicador, mientras que In- representa su “color básico”.

En el segundo ejemplo, la especie In predominara en soluciones básicas, siendo responsable del “color básico” del indicador, mientras que HIn+ constituirá su “color acido”.

Las constantes de equilibrio de las reacciones anteriores toman la forma:

Ka = {H3O+} {In-}

{HIn}

Kb = {InH+} {OH-}

{In}

El color de un indicador, varia en efecto según el PH del medio en que esta disuelto. La experiencia pone de manifiesto que el cambio de color o viraje, tiene lugar gradualmente, abarcando como regla general u intervalos de PH de unas 2 unidades.

La capacidad del ojo humano para diferenciar matices no es muy aguda, y por lo tanto tiene que existir como mínimo en la solución algo así como una decima parte del indicador en una de las formas para que el observador pueda apreciar una modificación de matiz del color de la otra. ( Skoog Douglas A. y West Donald M.; INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA; Editorial Reverte, S.A; España;1980.)2

El ojo humano es poco sensible a las diferencias de color en soluciones que contienen una mezcla de In- y HIn, en particular cuando la reacción {In-}{HIn} es poco mas de 10 o menor que 0.1. Como consecuencia, para el observador común, el color que imparte a una solución n indicador típico parece cambiar rápidamente solo dentro de las relaciones de concentración que están entre 10 y 0.1. A valores, mayores o menores, para el ojo humano el color prácticamente se vuelve constante e independiente de esta relación.

El indicador aproximado de PH para la mayoría de los indicadores es cercano a Pka +- 1.( Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F.James; QUIMICA ANLITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Sexta edición; Mexico; 1995.)1

Variables que influyen en el comportamiento de los indicadores

El PH al cual cambia de color un indicador depende de la temperatura y fuerza iónica, así como la presencia de disolventes orgánicos y de partículas coloidales. Algunos de estos efectos en particular pueden ocasionar que el intervalo de transición cambie por una o más unidades de PH.

TIPOS DE INDICADORES DE NEUTRALIZACION

Existen indicadores que presentan intervalos de viraje alrededor de cualquier valor del PH.

Grupo de ftaleinas: La mayor parte de los indicadores de este grupo son incoloros en soluciones moderadamente ácidas y coloreados en medio alcalino. En soluciones

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