Indicadores de ácido base

INDICADORES Y TITULACIÓN ÁCIDO BASE
• OBJETIVOS :
• Conocer el uso de indicadores.
• Determinar la concentración de soluciones por titulación ácido base.
• FUNDAMENTO TEÓRICO :
Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen
un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan
con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y
tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar
una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida.
Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4
PRiMERAS TEORÍAS: Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el
físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en
agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el
químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como
sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de
iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió
una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH−. La
reacción de neutralización sería:
H+ + OH − H2O
La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita
a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La
segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas
reacciones ácido−base que tienen lugar en ausencia de agua.
TEORÍA DE BRONSTED LOWRY :
Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y,
paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias
capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se
contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido,
que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo
un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base NH2− + base + H+
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro
débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido−base se
contemplan como una competición por los protones.
HCl + H2O H3O+ + Cl−
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En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl−, una base débil, y
H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al
agua:
HF + H2O H3O+ + F−
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F− y HF es un ácido
más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar
propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua
actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido
con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O H3O+ + Cl−
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):
NH3 + H2O NH4+ + OH−
MEDIDA DE LA FUERZA DE ÁCIDOS O BASES:
La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo
el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un
protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido−base según la cantidad de H3O+ formada
en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH− en disoluciones acuosas de bases. En el primer
caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo
de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución
acuosa:
pH = −log [H3O+]
pOH = −log [OH−]
El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto
a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en
presencia de una base cae por debajo de 7,0.
El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se
requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o
varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría también
tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o
de pares ácido−base conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder
un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido−base:
H3N: + BF3 H3N−BF3
Titulación,
La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica para la
determinación de la concentración de sustancias en solución. El conocimiento de esta
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técnica es esencial en el laboratorio químico.
Dada una solución ácida, puede determinarse su concentración conociendo el
volumen requerido para neutralizarla con una solución básica de concentración conocida
(titulación ácido−base). Para reconocer el punto final de la titulación se puede utilizar un
indicador que cambie de color al pasar de una solución básica a una ácida o a la inversa.
Un ejemplo es la fenolftaleína, que pasa de color rosa en medio básico a incolora en
medio ácido. En el punto de viraje, llamado "punto final", se considera que el número de
moles de ácido monoprótico y de base monohidroxílica que han reaccionado es el
mismo. Midiendo los volúmenes de ambas y conociendo la concentración de una de
ellas, se puede conocer la concentración de la otra.
Indicador, en química, sustancia natural o sintética que cambia de color en respuesta a la naturaleza de su
medio químico. Los indicadores se utilizan para obtener información sobre el grado de acidez o pH de una
sustancia, o sobre el estado de una reacción química en una disolución que se está valorando o analizando.
Uno de los indicadores más antiguos es el tornasol, un tinte vegetal que adquiere color rojo en las disoluciones
ácidas y azul en las básicas. Otros indicadores son la alizarina, el rojo de metilo y la fenolftaleína; cada uno de
ellos es útil en un intervalo particular de acidez o para un cierto tipo de reacción química.
ANARANJADO DE METILO TORNAZOL
Tornasol, es un tinte vegetal obtenido de los líquenes, normalmente del género Variolaria, y que se utiliza en
química para determinar la presencia de ácidos y bases en una disolución. Para indicar la presencia de un
ácido o una base, se utilizan tiras de papel impregnadas en una disolución de tornasol azul o rojo, o pequeñas
cantidades de la misma disolución; los ácidos colorean de rojo el tornasol azul, y las bases colorean de azul el
tornasol rojo.
• PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
• Materiales y reactivos
Anaranjado de metilo
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Matraz Erlenmeyer
Bureta
NaOH:0,01M y solución problema
HCl:0,01M y solución problema.
Carbonato de sodio anhídrido.
Agua destilada.
• Procedimiento
Titulación de la solución de HCl
1.− Pesar 0,05 g de Na2CO3 y colocarlo en un matraz de Erlenmeyer, agregar aproximadamente 10ml de
agua destilada y agitar hasta que se disuelva completamente.
2.− Posteriormente agregar 3 gotas de anaranjado de metilo y volver a anotar.
3.− En una bureta limpia y seca agregar el HCl cuya concentración se va a determinar, enrasar y proceder a la
titulación, dejando caer gota a gota el HCl hasta que se observe el cambio a color anaranjado. Anotar el
volumen de ácido gastado y determinar la normalidad del HCl.
Titulación de NaOH
• Medir 10ml de la solución de NaOH, cuya concentración se
va a determinar , colocarlos en un matraz de
Erlenmeyer. Luego agregar 2 o 3 gotas de anaranjado de
metilo.
• Desde la bureta que contiene HCl titulado anteriormente, dejar caer gota a gota al matraz de
Erlenmeyer, hasta que se observe un cambio de coloración a anaranjado.
• Anotar el volumen gastado de HCl y determinar la normalidad de NaOH.
3.3 Cálculos
• Normalidad del HCl
W Na2CO3 = 0,05g.
p.eq.g del Na2CO3 = 106=53
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volumen de HCl gastado, V= 9,8ml=0,0098L
W Na2CO2 0.05gr.
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P.eq.g 53
NHCl = = −−−−−−−−−−−−− = 0.096
VHCl 0.0098 l.
• Normalidad del NaOH
N HCl = 0.096
V HCl = 9 ml
V NaOH = 10Ml
Luego de aplicar la ecuación
NHCl. VHCl 0.096x9
N NaOH = = −−−−−−−−−− = 0.087
VNaOH 10
• CUESTIONARIO
1.− Con la ayuda del cuadro Nº1, responda lo siguiente:
• ¿Que Color presentara una solución, cuyo pH es igual a 7,0, si se añade 3 gotas de azul de bromo
timol?
Este indicador en un medio ácido tiene una coloración amarilla y en un medio básico o alcalino toma la
coloración azul, por lo tanto en un pH 7 tomara un color verde (neutro)
• ¿Cual será el pH aproximado de una solución que se torna anaranjada al agregar unas gotas de
amarillo de alizarina?
Bueno en primer lugar como ya se sabe el amarillo de alizarina es un indicador. Este indicador al entrar en
contacto con un medio ácido se observa un color amarillo, pero si se tratase de una base el color que se
apreciaría seria rojo, según como se indica en el cuadro.
INDICADOR: COLOR: RANGO DE pH: COLOR: (MEDIO ACIDO) (MEDIBASICO)
Amarillo de alizarina Amarillo 10 − 12,1 Rojo
En el problema nos piden hallar el pH aproximado de una solución la cual al agregarle unas gotas de amarillo
de alizarina se torna de color anaranjado.
Como cuando se tiene una solución donde su pH es 10, al agregarle el indicador se observa el color amarillo,
y si su pH fuera de 12,1 se apreciaría un color rojo.
Pues bien como el color que nos dan es un anaranjado significa que el pH de la solución estará comprendido
entre los números 10 y 12,1
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Entonces el pH aproximado de la solución se calculara como el promedio aritmético de los dos valores de pH
con los que se cuenta según el cuadro.
10 + 12,1
PH aprox. = 2
Rpta.: El pH aproximado de la solución será un pH neutro (11,05), ya que el rango de este indicador varia de
10 a 12,1 y en un medio ácido tiene la coloración amarilla y en un medio básico tiene una coloración rojo.
2.− NAVA=NBVB, que se aplica en todos los procesos volumétricos, donde N y V es la normalidad y el
volumen de ácido y de una base respectivamente.
Primero para llegar a la Ecuación de igualdad:
Nº de eqv.−g del ácido = Nº eqv.− g de la base
NaVa = NbVb
Partimos de la definición de Normalidad
N = Nº eqv.−g Sto.
V solución
Entonces partiendo de la Normalidad
Na = Nº eqv.−g del ácido Nb = Nº eqv.− base
V solución V solución
Igualando los V solución
Nº eqv.−g del ácido = Nº eqv.−g de la base
Na Nb
NaVa = NbVb
Na Nb
Va = Vb
Por lo tanto llegamos a la conclusión de que el Va = Vb, entonces simplemente reemplazamos y obtenemos la
ecuación de igualdad de equivalente gramo.
Numero de eqv.−g del ácido = Número de eqv.−g de la base
NaVa = NbVb
3.− −¿Cuántos g de Na2CO3 se hallan disueltos en una solución acuosas si al titular con HCl 0,8N se gasto
12,5 mL de este ácido?
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Formula:
W Na2Co3
−−−−−−−−−−−−−−−
P.E.g
N HCl = −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−
V HCl
Datos:
:2
N HCl: 0.8N
PE. Na2CO3: 106/2 = 53
V HCl: 12,5 ml = 12,5 x 10 3
W Na2CO3:?
Despejando y reemplazando:
W Na2Co3 = V HCl x PE. X N HCl
W Na2Co3 = 12,5 x 10 3 x 53 x 0.8
W Na2Co3 = 0.5 g.
4.− ¿Qué volumen de HCl 0,6M se necesita para neutralizar 18mL de Ca(OH)2 0.05M?
• CONCLUSIONES
♦ Con este experimento pudimos comprobar la coloración que toman las soluciones (ácidas y
básicas o alcalinas) al agregar los diferentes indicadores.
♦ Se puede variar el pH de las soluciones agregando un ácido o una base.
♦ Agregando un ácido a una solución que tiene un pH básico o alcalino podemos cambiar a una
solución con un pH ácido.
♦ Al realizar una titulación podemos obtener la normalidad de un ácido y de una base usando un
estándar.
• BIBLIOGRAFÍA
• CHANG, RAYMOND; 1999, Química, Ed.McGrawHill, México.
• Enciclopedia Microsoft Encarta 2006.
• Enciclopedia Temática Autoevaluativa.1999LEXUS EDITORES.
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