determinacion del rango de ph en indicadores acido_base
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• Indicar el rango de pH de la fenolftaleína , obteniendo su máximo y mínimoTRANSCRIPT
AÑO DE LA DIVERSIFICACION PRODUCTIVA Y DEL FORTALECIMIENTO DE LA EDUCACION
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO DEL PERU
FACULTAD DE INGENIERIA EN INDUSTRIAS ALIMENTARIAS
CATEDRA: QUÍMICA ANALITICA
CATEDRATICO: ING. VASQUEZ ORIHUELA Wagner
INTEGRANTES: PERES EULOGIO WENDY TARMA CASTILLON SAMY LJUBICA
2015
DETERMINACION DEL RANGO DE PH EN INDICADORES ACIDO_BASE
Ing. VASQUEZ ORIHUELA Wagner
I. INTRODUCCION:
La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características
de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las
ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como
dadores de protones y las bases como aceptores.
Desde tiempos muy antiguos, se conocen distintas sustancias de origen orgánico
que tienen la propiedad de cambiar su color, dependiendo de las características
ácidas o básicas de las sustancias a las que son añadidas. En la actualidad, estas
sustancias, y muchas otras, que se han introducido en el uso habitual de los
laboratorios químicos, se utilizan con la finalidad de determinar el valor
del pH de las disoluciones, así como también, el punto final de las valoraciones
ácido –base. Dichas sustancias reciben el nombre de indicadores ácido-base.
Uno de los indicadores más conocidos es la fenolftaleína, que es incoloro en
medio ácido y rosa en medio alcalino, con el cual en esta oportunidad se
trabajara.
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II. OBJETIVOS
Indicar el rango de pH del fenolftaleína , obteniendo su máximo y
mínimo
III. MARCO TEORICO
Indicadores acido base
Un indicador ácido-base es una sustancia que puede ser de carácter ácido o básico débil,
que posee la propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo del pH de la
disolución en la que dicha sustancia se encuentre diluida.
Indicadores químicos ácido-base
Un indicador químico es un ácido o base débil cuya forma disociada tiene diferente
color que la forma sin disociar, ello es debido a que están formados por sistemas
resonantes aromáticos, que pueden modificar la distribución de carga según la forma
que adopten. Esta alteración por el desplazamiento hacia una forma más o menos
disociada, hace que la absorción energética del sistema se modifique y con ello el color.
Se podría establecer un equilibrio de disociación para una forma de indicador ácido
HIn:
HIn X In- + H+
Color A Color B
La aplicación de la ley de acción de masas a este equilibrio, nos da que:
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de lo que
Si el medio es ácido, y aumenta la concentración de H+, deberá disminuir la
relación [In-]/[HIn]. Para ello el equilibrio tendrá que desplazarse hacia la izquierda,
aumentando la concentración de HIn, y dominando su color. Si el medio es básico, el
cociente tendrá que aumentar, desplazándose el equilibrio hacia la derecha y
dominando el color B. Naturalmente como se trata de un equilibrio, coexisten las dos
formas, y por ello el color que toma procede de la mezcla de colores y de su proporción.
Como los indicadores tienen diferentes constantes de equilibrio, por eso cambian de
color en distintos intervalos de pH, esto suelo ocurrir aproximadamente a pH=pK"1 .
Cuando coexisten varios equilibrios entre formas tautómeras, hay varios pK, y por lo
tanto más de un cambio de color.
Indicadores químicos ácido-base naturales.
Se deben fundamentalmente a la proporción que contengan de los pigmentos naturales
conocidos como antocianinas y antoxantinas. La antocianina es roja en medio ácido,
púrpura en medio neutro y azul en medio básico, sin embargo la antoxantina es amarilla
en medio básico. La proporción en que se encuentre la mezcla de pigmentos hace que
las flores tengan distintos colores y que se puedan modificar según el pH del medio.
Son glucósidos, con estructura parecida, modificándose la posición de determinados
grupos hidroxilo, con carácter ácido, que según el medio producen diferentes formas
encuadradas en una tautomería ceto-enólica. De su hidrólisis se extraen los pigmentos
coloreados, las antocianidinas y antoxantidinas
Así la forma más genérica de las antocianidinas, y su transformación sería:
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Mientras que para las antoxantinas, sería:
La mayoría de los pétalos de las flores
contienen ambos pigmentos, por eso en medio
ácido el jarabe de violetas producía color rojo,
mientras que en medio básico era verde,
combinación del amarillo y del azul, tal como
se muestra en la simulación . Si domina más
la concentración de amarillo, será verde
amarillento.
FENOLFTALEÍNA :
La fenolftaleína es un compuesto orgánico, descubierto en 1871 por Adolf Von Baeyer
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y utilizado como indicador del pH. Es incoloro en medio ácido y tiene un tono rosado
en medio básic. Quimicamente la fenolftaleína proviene de la condensación de una
molécula de anhidrído ftálico y de dos moléculas de fenol. Principalmente esta solución
sirve para verificar la composición del agua de las piscinas para ajustarlo y obtener un
pH neutro. En medicina la fenolftaleína se puede utilizar como laxante.
IV. MATERIALES Y METODOS
a) Materiales
Fiolas de 50 ml
Matraz Erlenmeyer
Pizeta
Pipetas de 5ml y 10 ml
Gotero
vaso de precipitación de 150ml
b) Equipos
PH_metro
c) Reactivos
Ácido clorhídrico
Fenolftaleína
Hidróxido de sodio
d) Métodos
Paso I: preparar solucion de NaOH al 0.1 mol
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M=¿demolesvol(L)
= gr de solutopesomolecular×volumen
0.1= gr de soluto40×0.05
0.2 gr=gr de NaOH
Paso II: preparar solución de HCl al 0.1 mol
M=¿demolesvol(L)
= gr de solutopesomolecular×volumen
0.1M=gr de soluto36.5×0.05
0.1825 gr=gr de HCl
Densidad del HCl 4.175 litros=gramosdensidad
litros=0.18254.175
litrosde HCl=0.00437 L×1000ml
1 L=4.371ml
Paso III: En cada solución agregar 2 gotitas de Fenolftaleína
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Paso IV: Agregar poco a poco la solución de ácido clorhídrico al hidróxido de sodio
hasta que el primer cambio parcial de toda la muestra sea rosado y medir su PH.
Paso V: continuar agregando el ácido clorhídrico hasta que la tonalidad del hidróxido
de sodio se mantenga rosado y esto no cambie y también medir su PH. De esta manera
se estará midiendo su rango mínimo y máximo de la solución.
V. RESULTADOS
Los primeros resultados obtenidos fueron las cantidades de soluto que se
necesitarían para la preparación de las soluciones:
Para el hidróxido de sodio se necesitó 0.2 gramos del reactivo
Para el ácido clorhídrico se necesitó 4.371 mililitros del reactivo pero por
comodidad del trabajo se trabajó con 4 mililitros del ácido
Una vez agrado indicador y el ácido clorhídrico a la solución de hidróxido de
sodio hasta una parcial coloración su medición de PH fue 6.80 el cual será
nuestro mínimo
Al seguir agregando hasta obtener un color permanente medio rosadito su PH
arrojo 7.34 y esto será muestro máximo
Así se obtuvo nuestro rango de PH de 6.80 a 7.34 nuestro máximo y mínimo
VI. DISCUSIONES
La fenolftaleína es un indicador ácido-base que sirve para determinar el
pH sus rango de color varía según el pH de la muestras: cuando su pH es
menor a 8 el color de la muestra es incoloro cuando el pH se encuentra
mayor que 8 pero menor a ya es color rosa y si el pH supera el rango de
10 su color es un rosa intenso casi rojo.
Por lo tanto es incoloro en medio ácido y tiene un tono rosado en medio
básico.
http://salud.ccm.net/faq/15539-fenolftaleina-definicion
Los datos obtenidos en la práctica fueron como mínimo 6.80 cuando se
mantenía incoloro, datos que son verificables con la revisión
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bibliográfica, pero nuestro resultado como rango mayor cuando el color
era rosado es de 7.34 lo cual esta por debajo de lo permitido pero aun asi
el color de la muestra era rosado.
Lo que pudo haber generado esto fue que el color no era de manera
permanente del todo, que su velocidad de decoloración era lenta , pero
como la medición fue de inmediata no nos pudimos percatar de este
fenómeno.
VII. CUESTIONARIO:
1. ¿Los resultados obtenidos por su grupo coinciden con los que reportan
los libros? Justifique su respuesta.
La fenolftaleína se usa, principalmente, como indicador ácido-base para determinar
el punto de equivalencia en una valoración. Si en el punto final de la valoración se
ha añadido base en exceso, se observa que el color rosa de la fenolftaleína
desaparece al transcurrir cierto tiempo. Esta lenta decoloración de la fenolftaleína no
es debida a la valoración, y la disolución se desecha sin pensar el motivo. No
obstante, esta decoloración de la fenolftaleína en un medio básico es interesante y
puede servir como base para una experiencia demostrativa de una cinética de
pseudoprimer orden.
La fenolftaleína no es un indicador ácido-base simple con un par ácido-base
conjugado, HIn-In-. Las estructuras de las formas más importantes de la
fenolftaleína se indican en la siguiente figura.
pH<8; incolora 8<pH<10; rosa-roja pH>10; decoloración lenta
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H2P P-2 POH3-
La fenolftaleína es incolora para pHs inferiores a 8. Esta forma incolora tiene la
estructura 1 (H2P). Cuando el pH aumenta de 8 a 10, los protones fenólicos se
eliminan y se abre el anillo de lactona, dando lugar a la familiar forma rosa-roja con
la estructura 2 (P2-). A pHs más altos el color rosa se decolora lentamente
produciendo la estructura 3 (POH3-). Todos los cambios de color son reversibles y
mientras la conversión de H2P a P2- es muy rápida y completa, siempre que el pH
sea superior a 11, la conversión de P2- a POH3- a pH superior es suficientemente
lenta de modo que su velocidad puede medirse fácilmente. Puesto que P2- tiene un
color intenso, la conversión de P2- a POH3- puede seguirse midiendo los cambios
en la absorbancia de una disolución básica de fenolftaleína.
La decoloración de la fenolftaleína en una disolución básica puede representarse por
la reacción:
P2- + OH- POH3-
y la ley de velocidad puede expresarse como:
v = k [OH-]m [P2]n
La mezcla de reacción es una disolución fuertemente básica que contiene trazas de
fenolftaleína, de modo que la concentración de OH- excede a la de fenolftaleína por
un factor de al menos 104 en cualquier mezcla. Por lo tanto, durante cada serie la
concentración de OH- permanece constante y la ley de velocidad se puede expresar:
v = k1[P2-]n
donde k1 = k [OH-]m es la constante aparente de velocidad. La reacción se dice que
es de pseudoorden n respecto a la fenolftaleína. Si la reacción es de pseudoprimer
orden, una representación de ln[P2-] frente al tiempo da una línea recta con una
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pendiente -k1, lo que nos permite determinar la constante aparente de velocidad.
Conociendo el valor de la constante aparente para diferentes concentraciones de
OH-, podemos determinar el orden respecto a los OH- y la constante absoluta de
velocidad. Tomando logaritmos en la expresión de la constante aparente de
velocidad obtenemos la ecuación de una recta. Ln k1 = Ln k + m ln [OH-], cuya
pendiente, m, nos permite determinar el orden de reacción respecto al grupo
hidroxilo. Conociendo el orden de reacción respecto al grupo hidroxilo podemos
determinar la constante absoluta de velocidad para cada una de las experiencias.
El método empleado para seguir la cinética de la reacción consiste en el registro de
la absorbancia de la fenolftaleína, en disoluciones fuertemente básicas, en función
del tiempo. La absorbancia se registra a 550 nm.
Disoluciones de NaOH, en el rango de concentraciones 0.05-0.30 M, dan
velocidades adecuadas de decoloración de la fenolftaleína. Para una concentración
determinada de NaOH, la velocidad de decoloración aumenta a medida que lo hace
la fuerza iónica. Con objeto de mantener la fuerza iónica constante se preparan
disoluciones de NaOH y de NaCl de la misma concentración, 0.30 M. Para preparar
disoluciones de sosa más diluidas se diluye la disolución 0.30 M con la disolución
de NaCl.
2. Como se podría hallar en la practica el pKa del indicador
La constante de equilibrio para una cierta reacción química nos da la relación que hay
entre las actividades químicas de las especies que se encuentran en el equilibrio. Así
para una reacción genérica tenemos que:
dD+fF↔mM+rR
Las actividades de las diferentes especies químicas pueden relacionarse con la
concentración por medio de los coeficientes de actividad γ. Estas relaciones solamente
serán válidas para unas condiciones de presión y temperatura dadas, ya que estas
variables desempeñan un papel fundamental en las reacciones.
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En nuestro caso emplearemos la fenolftaleína (C20H14O4) un ácido orgánico débil muy
empleado como indicador del viraje del pH, ya que presenta un fuerte cambio de color.
Así nos encontramos con:
Como todo ácido débil, podemos expresar su constante de equilibrio como:
Podemos considerar que γ=1 ya que la pendiente que tienen en la Ley de Beer es muy
elevada.
De esta manera, podemos tomar logaritmos decimales y escribir la siguiente relación:
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El indicador tiene dos formas, una ácida, en la que se presenta incoloro, y otra básica, de
tonos rosados. Cada una de ellas tiene una longitud de onda λ diferente. En nuestras
condiciones del laboratorio, mantenemos la longitud de la cubeta constante y también la
concentración molar del indicador, podemos hallar la siguiente relación con las
absorbancias A de las diferentes especies:
Para medir la absorbancia, necesitamos emplear el espectrofotómetro, ya que medirá el
valor de la A sin alterar el equilibrio, ya que se trata de un método físico.
Cuando en una disolución hay más de una especie, el espectrofotómetro detecta la suma
de absorbancias de todas las especies, ya que no puede distinguir qué fracción de
absorbancia corresponde a cada molécula. Sin embargo, si las distintas especies tienen
absorbancias diferentes a diferentes longitudes de onda, y conocemos el espectro de los
componentes por separado, podemos descomponer matemáticamente el espectro de la
mezcla en los espectros de sus componentes.
La clave que nos permite analizar mezclas es que la longitud de onda es una propiedad
aditiva, es decir, que a cada longitud de onda la absorbancia de una disolución es la
suma de las absorbancias de cada una de las especies.
Donde ε es la absorbancia molar de cada especie a la longitud de onda deseada, y b la
longitud del paso de la celda.
En el caso de una mezcla de dos compuestos X e Y, se pueden distinguir dos casos. En
la figura se observa que las bandas de absorción de los compuestos puros X e Y se
solapan en el intervalo de longitudes de onda considerado. El mejor modo de tratar este
caso es mediante un procedimiento gráfico, haciendo medidas a muchas longitudes de
onda. En la figura siguiente las bandas de X e Y sólo se solapan un poco en algunas
regiones. Este caso se resuelve escogiendo la longitud de onda X donde X es el que más
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contribuye a la absorbancia, y la longitud de onda λ a la que Y es el mayor
contribuyente.
Para determinar el pKa representamos el pH frente a log ([HIn]/[In-]) y hallamos la
recta que interpole mejor la nube de puntos. El pKa será el valor del pH para el que
dicha recta tenga log ([HIn]/ [In-])=0.
En la segunda sesión se medirán los valores de la constante de equilibrio en diferentes
condiciones a las ambientales. De esta manera, conocemos cómo se altera K en
diferentes temperaturas.
3. Indique toda las características de importancia para la preparación de
una solución con el indicador como lo hizo en la practica
Las principales características que se deben tener es contar con los
reactivos necesarios y tener una gran exactitud a la hora de hallar las
masa con las q se trabajara.
4. Como se preparó la Fenolftaleína al 0.1 %
La concentración en % indica la masa de Soluto en gr por cada 100 g de
disolución. En disoluciones acuosas se aproxima bastante al % en p/v, es
decir gramos de soluto por cada 100ml de disolución. Para preparar la
disolución de fenolftaleína sería necesario 1g del compuesto y enrasar a 100
ml con el disolvente. Generalmente la fenolftaleína se emplea como
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indicador en valoraciones ácido-base, pero las disoluciones de este indicador
suelen ser más diluidas (generalmente del 0,1 %) y se prepara en etanol.
VIII. ANEXO
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IX. BIBLIOGRAFIA
http://quimica.laguia2000.com/general/indicadores-acido-base - 5 de
mayo de 2010 Publicado por Ángeles Méndez
http://quimicactual.webnode.es/news/indicador-acido-base/ _
29/05/2012
http://salud.ccm.net/faq/15539-fenolftaleina-definicion
https://books.google.com.pe/books?id=H-
_8vZYdL70C&pg=PA193&lpg=PA193&dq=como+hallar+el+pka+d
e+fenolftale%C3%ADna&source=bl&ots=QH-
c8mUpCt&sig=H_43MdKN1zpBDfuzhhO2hT-VXjE&hl=es-
419&sa=X&ved=0CEAQ6AEwCGoVChMI98GVpsr3yAIVAuQmC
h055gXB#v=onepage&q=como%20hallar%20el%20pka%20de
%20fenolftale%C3%ADna&f=false
Daniel C. Harris _ análisis química cuantitativo _ 3° edición _sexta
edición original_ editorial reverte _ México _ 2007
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