Determinación Colorimétrica DEL p H Quimica analitica 2016 PDF

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Informe de: Determinación Colorimétrica del pH, Quimica analitica, 2016...

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DETERMINACIÓN COLORIMÉTRICA DEL pH Hernán Noriega Barros Facultad de Ciencias Básicas – Química Universidad del Atlántico

Resumen El pH de una solución determina la medida dé la alcalinidad de esta misma, 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 6 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. En la presente práctica se realizó la determinación colorimétrica del pH de soluciones HCL, NaOH, NH3 y CH3COOH. Utilizando como indicadores el anaranjado de metilo, rojo de metilo, fenolftaleína, azul de bromotimol, amarillo de alizarina y colorante universal. La determinación del pH de las soluciones se realizó haciendo una comparación en la escala de intensidad y cambio de color de las coloraciones que tenían estas soluciones (analito) con cada indicador. Palabras claves: Colorimetría, Ácido, Base, pH, Disociación, Indicadores.

1. Introducción Una de las teorías más utilizadas a través de la historia ha sido la de Arrhenius que define un ácido como una sustancia que se ioniza en el agua para formar iones H+ y a las bases como sustancias que se ionizan en el agua para formar iones OH+, aunque es una teoría limitante, ya que solo se utiliza en sistemas acuosos. Los indicadores son moléculas de colorantes cuyos colores dependen de la concentración de H 3O+ son la forma más sencilla de estimar el pH de una solución. Estos indicadores son ácidos débiles o bases débiles cuyas formas ácido/base conjugada tiene diferentes colores, tienen un viraje aproximado de dos unidades de pH. 2. Objetivos Distinguir un ácido y una base de acuerdo a su pH y determinar su acidez colorimétricamente a través del uso de indicadores.

3. Parte Experimental 1. A partir de una solución de HCl 0.1 M se preparó por dilución soluciones de pH 2, 3, 4, 5, 6 (1X10-2 M, 1X10-3 M, 1X10-4 M, 1X10-5 M, 1X10-6 M). 2. Como en la primera parte, a partir de una solución de NaOH 0.1 M preparamos por dilución soluciones de pH 12, 11, 10, 9, y 8 (1X10-12 M, 1X10-11 M, 1X10-10 M, 1X10-9 M, 1X10-8 M). 3. Se mide 1 ml de una solución de HCl y Se coloca en cada uno de los 10 tubos de ensayo y agregamos 2 gotas del indicador naranja de metilo en cada tubo, se agito y observó el color. Anotar el color observado en la tabla 1. de igual forma se repite el procedimiento con NaOH. 4. Se repite el paso 3 para las soluciones de NaOH y HCl con los indicadores de: rojo de metilo, Azul de bromotimol; Fenolftaleína y Amarillo de alizarina. 5. Se toma 5 tubos de ensayo y se adiciona en cada tubo 1 ml de la solución de ácido acético, se agregó al primer tubo dos gotas de naranja de metilo, al segundo tubo de ensayo dos gotas de rojo de metilo, al tercer tubo de ensayo dos gotas de Azul de bromotimol; al cuarto tubo de ensayo dos gotas de Fenolftaleína y al quinto tubo de ensayo dos gotas de Amarillo de alizarina. Se observa y anota los colores observados en la tabla 2. 6. Se repite el paso 5 con la solución de NH3. Se observa y anotan los colores observados en la tabla 2. 7. Se repite el paso 5 para cada una de las soluciones problemas: ácido acético 1.5 M, HCl 0.1 M, Y NaOH 0.1 M. 4. Resultados y Discusión pH 1 2 3 4 5 7 9 10 11 12 13

NM Rosado Naranja Naranja Naranja Naranja Naranja Naranja Naranja Naranja Naranja Naranja

RM Fucsia Amarillo Amarillo Vino tinto Rojo Rojo Naranja Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo

ABT Amarillo Azul Verde Amarillo Amarillo Amarillo Verde Azul Azul Azul Azul

F Incoloro Incoloro Incoloro Incoloro Incoloro Rosado Incoloro Fucsia Fucsia Fucsia Rosado

AA Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo

U Rosado Violeta Verde Amarillo Amarillo Amarillo Verde Violeta Violeta Violeta Azul

Tabla 1. Colores observado en las soluciones de HCl y NaOH con cada indicador

Indicador

RM F

CH3COOH Anaranjado fuerte Fucsia fuerte Incoloro

AA

Amarillo claro

NM

NH3 Amarillo Amarillo Fucsia morado suave

Tabla 2. Colores observados en las soluciones de ácido acético, amoniaco.

acido fuerte A.F.

Acido de fuerza media A.F.M

Ácido débil

Acido muy débil

Acido inerte

-10 -2 Base inerte

-3 4 base muy débil

5 10 Base débil

11 14 Base de fuerza media B.F.M.

base fuerte

Tabla3. Diagrama de escala de Pka

* Roj odeme t i l o Para el rojo de metilo se observa una coloración fascia-rojiza en los pH inferiores a 9 que deberían ser soluciones ácidas pero por mal preparación de las disoluciones o contaminación de esta se notó que el pH de 9 no pertenecen a estas; para el resto de las concentraciones, desde el pH 10, torna una coloración amarilla, que indica el estado básico de la solución. Como se muestra en la tabla N°3. * Az ul debr omo t i mol : Para el indicador azul de bromotimol, se presenta una coloración amarilla en las soluciones de carácter ácidas de pH 1-4 y 7, el viraje de color se empieza a presentar a partir del pH 9-13, donde toma una coloración verde azulado, el cual a medida que aumenta el pH se va tornando azul. Como se muestra en la tabla N°3. * Fe nol f t a l e í n a : Para la fenolftaleína todas las soluciones con un pH menor a 9, no presentarán ningún tipo de coloración, estas soluciones corresponden a las soluciones ácidas y poco básicas. La fenolftaleína presenta una coloración violeta solo en soluciones de carácter muy básico.

*Ama r i l l odea l i z a r i na : En el amarillo de alizarina, las soluciones acidas de un pH 1-3 tomaron una coloración amarilla relativamente baja, el cual, a medida que va aumentando el pH este va cambiando a un color fucsia pálido. Como se muestra en la tabla N°3. * Na r a n j a d od eme t i l o: Para las soluciones acidas se presenta de manera incolora; ya para el pH 10 se empieza a notar el carácter básico se ve reflejado en un color rosa. Como se muestra en la tabla N°3. 5 . CONCLUSI ÓN Lo que se logró obtener era cambios en la coloración de las diferentes sustancias y verificar el cambio de color en el intervalo determinado de cada indicador, obteniendo así lo deseado podemos concluir que los indicadores en estos casos son adecuados para observar la basicidad o acides de una sustancia, no es 100% exacto, pero los errores presentados pueden llegar a ser despreciables para afectar la experiencia, lo más seguro es que al hacer los cálculos para determinar las constantes de hidrólisis o la concentración de ácido o de base de la solución también se vería afectado. 6 . PREGUNT AS I . ¿CuáleselpHapr ox i ma d odel a ss ol uc i o ne sdeá c i doa c é t i c o ,a moni a c oydel a smue s t r a s pr o bl e ma s ? Teniendo en cuenta los pH obtenidos con cada uno de los indicadores, se sacara un promedio de el pH de las soluciones de ácido acético, amoniaco y las demás muestras problemas. Como el color de la fenoltaleina es transparente en un rango muy extenso de la escala de pH (en la práctica tuvo un rango de 0-10), no se puede afirmar cual es el pH de una sustancia que se encuentre dentro de ese rango, por tanto, las pruebas en donde la muestra dio incolora en la fenoltaleina no se contaran dentro del promedio, el azul de bromotimol también entro en un rango no identificando el pH. Se tomaron los pH identificados con las muestras para tomar el aproximado de pH de cada una de las muestras problemas  Ácido Acético

 Hidróxido de amoniaco

I I . ¿Calcular el valor aproximado de las constantes de disociación, el Ka del ácido acético y el amoniaco?  Ácido Acético Teniendo en cuenta el valor promedio del pH obtenido en el punto anterior podemos hallar la concentración de las soluciones. pH = 2.25 C= 1x10-3 CH3COO- + H+

CH3COOH

pH = ½ (pka – Log C) 2 pH = pka – Log C 2 pH + Log C = pka pka = 2(3.4) + Log (1.0x10-3) pka = 3.8 ka = 10-3.8 = 1.58x10-4  Hidróxido de amoniaco pH = 11.4 C´ =0.1 NH4OH

NH4+ + -OH

pH = ½ (pkw + pka + Log C´) 2 pH – pkw – Log C´ = pka 2(11.4) – 14 – Log (0.1) = pka Pka = 9.8pkb = 14 – 9.8 = 4.2

Kb = 10-4.2 = 6.3x10-5

I I I . ¿Cuál es el indicador apropiado para estimar el pH de una solución CH3COOH 0.35M? pH = ½ (pka – Log C) pH = ½ [4.75 – Log (0.35)] pH = 2.6 Los indicadores apropiados para determinar el pH del ácido acético a una concentración de 0.35 seria el azul de timol, ya que el viraje en el intervalo de pH es de 1.8 a 2.8 y pero es mucho mejor el indicador universal que tiene el rango más extenso en la escala de pH de 1 a 12, sus cambios en los colores son más variados en rangos cortos.

I V. Calcular el volumen de HCl que se necesitan para preparar una solución de pH 4 partiendo de 7ml de una solución de pH 2 - Solución de HCl que tiene un volumen de 7 ml y pH = 2 Como pH = –Log[H+] [H+] = 10-pH = 10-2 [H+] =0.01 M= C1 - Solución diluida de pH = 4 [H+] = 10-4 [H+] = 1x10-4 M= C2 - Usando la siguiente ecuación se puede calcular el volumen necesario para llevar la solución de un pH de 2 a 4. C1V1=C2V2 C1= 0.01M V 1= ? -4 C2= 1 x 10 M V2= 100mL

V 1=

C2 V 2 C1

V 1=

0.0001 M x 100 mL =1 mL 1 X 10−2

Se tiene que retirar 1mL de la solución de pH 2 y agregarlo para preparar 100mL de una solución de pH 4.

5. Determínese [H3O+], [OH-], pOH, pH en cada uno de los siguientes casos: H2O pura, CH3COOH 0.2M Y NH3 0.2M

 Agua Pura

Kw=[H+] [OH-]

como [H+] = [OH-] = X

Kw=X2 1 x 10-14 = X 2 X = 1 x 10-7 = [H+] = [OH-] pH = - Log[H+] pH = - Log1 x 10-7 pH = 7

pOH = - Log[OH-] pOH =- Log1 x 10-7 pOH = 7  Ácido Acético 0,2M

Teniendo en cuenta la concentración del ácido acético y su constante (1.76 x 10 -5) se puede calcular su pH pH= ½ (pka – Log C)pOH = pH – 14 pH= ½ (4.75 – Log 0.2) pOH = 14–2.7 pH = 2.7pOH = 11.3

[H+] = 10 -pH1.49 10-3pOH = 11.3 [OH-] = 10 -pOH [H+] = 10 -2.7[OH-] = 10 -11.3 [H+] = 1.99 x 10 -3[OH-] = 5.01 x 10 -12  Amoniaco 0.2M pH = ½ (pkw + pka + Log C´)pOH = pH – 14 pH= ½ (14 + 5.7 x 10 -10 + Log 0.2) pOH = 14– 13.3 pH = 13.3pOH = 0.69

[H+] = 10 -13..3[OH-] = 10 -0.69 [H+] = 5.01 x 10 -14[OH-] = 0.204 BIBLIOGRAFÍA 

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