INDICADORES quimicos

5/7/2018 INDICADORES quimicos - slidepdf.com

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DETERMINACIÓN DEL RANGO DE PH EN INDICADORES

UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO DEL PERU FAC. DE INGENIERÍA EN IND.A I E A IAS

INTRODUCCION

Las titulaciones acido-base, y todas las que existan, son fundamentales, ya que nos permiten

verificar la exactitud de las concentraciones de las muestras preparadas en laboratorio, y así

obtener resultados perfectos en las investigaciones en las que utilizamos estos reactivos.

La titulación se basa en que en el punto de equilibrio, los equivalentes del estándar son iguales alos

equivalentes del titulante, y en ese punto se detiene la titulación.

Pero que es lo que nos ayuda a visualizar ese punto de equilibrio entre el titulante y el estándar, ya

que en la mayoría de casos los dos son de colores indistintos y de comportamientos diferentes.

Para solucionar esto se utilizaran los INDICADORES, los cuales son sustancias coloreadas, que nos

permiten visualizar el punto de equilibrio, ya que estos tienen comportamientos diferentes, si se

encuentran en medio acido o en medio básico, cambiando su coloración según estos casos.

Los indicadores son específicos para ciertas reacciones y para ciertos estándares, ya que de cada

uno de estos su rango de pH es diferente, y esto hace que no se puedan utilizarse en todas lasreacciones.

Los objetivos de la práctica se centran en determinar el rango de pH en un indicador específico

(rojo de metilo), determinar su comportamiento en los medios ácidos y básicos.





MARCO TEORICO:

HISTORIA:

En 1909, el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno (pH)como el logaritmo negativo de la concentración molar (mas exactamente de la

actividad molar) de los iones hidrógeno.

Esto es:

Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por lafacilidad de su uso, evitando asi el manejo de cifras largas y complejas. Por ejemplo, una concentración de [H+] = 1x10-8 M (0.00000001) es simplemente unpH de 8 ya que: pH= - log[10-8] = 8. La relación entre pH y concentración de ionesH se puede ver en la siguiente tabla, en la que se incluyen valores típicos dealgunas sustancias conocidas:

ALMACENAJE DE LA MUESTRA

Las muestras para determinar pH, deberán ser tomadas en recipientes depolipropileno y asegurándose que estén bien tapadas, se recomienda analizar elpH lo más pronto posible y evitar la exposición al aire, en especial las muestras deaguas alcalinas, ya que el CO2 del aire, tiende a reaccionar con la alcalinidad de lamuestra y variar su pH.

pH = - log [H+]





CAMPO DE APLICACIÓN

Este método de prueba se utiliza para la determinación rutinaria del pH enagua, a condiciones controladas de laboratorio.

PRINCIPIOS

La determinación del pH en el agua es una medida de la tendencia de suacidez o de su alcalinidad. No mide el valor de la acidez o alcalinidad (vea elmétodo de determinación de alcalinidad).

Un pH menor de 7.0 indica una tendencia hacia la acidez, mientras que unvalor mayor de 7.0 muestra una tendencia hacia lo alcalino.La mayoría de las aguas naturales tienen un pH entre 4 y 9, aunque muchas deellas tienen un pH ligeramente básico debido a la presencia de carbonatos ybicarbonatos. Un pH muy ácido o muy alcalino, puede ser indicio de unacontaminación industrial.

El valor del pH en el agua, es utilizado también cuando nos interesa conocer su tendencia corrosiva o incrustante, y en las plantas de tratamiento de agua.Este método determina el pH , midiendo el potencial generado ( en milivolts ) por un electrodo de vidrio que es sensible a la actividad del ión H+ , este potencial escomparado contra un electrodo de referencia, que genera un potencial constante eindependiente del pH. El electrodo de referencia que se utiliza es el de calomelsaturado con cloruro de potasio, el cual sirve como puente salino que permite elpaso de los milivolts generados hacia al circuito de medición.La cadena electroquímica de este sistema de medición es :

Hg / Hg2Cl2-Sol Sat KCl // Vidrio/HCl 0.1N/Ag-AgCl

En el siguiente esquema se muestran los electrodos utilizados:





INTERFERENCIAS

El electrodo de vidrio es relativamente inmune a las interferencias del color,turbidez, material coloidal, cloro libre, oxidantes y reductores. La medición se afectacuando la superficie de la membrana de vidrio esta sucia con grasa o materialorgánico insoluble en agua, que le impide hacer contacto con la muestra, por lo

anterior se recomienda la limpieza escrupulosa de los electrodos.

En muestras de un pH mayor a 10 , se presenta el error del sodio, el cualpuede ser reducido utilizando electrodos especiales de bajo error de sodio yhaciendo las correcciones indicadas en el instructivo del electrodo.La temperatura tiene dos efectos de interferencia, el potencial de los electrodos y laionización de la muestra varian. El primer efecto puede compensarse haciendo unajuste en el botón de la " temperatura" que tienen todos los aparatos. El segundoefecto es inherente de la muestra y solo se toma en consideración, anotando latemperatura de la muestra y su pH; para más exactitud, se recomienda que lamuestra esté a 25 ° C, que es la temperatura de referencia para la medición del pH.

APARATOS

Medidor de pH de laboratorio:La tabla siguiente, muestra las características típicas más importantes de cuatrotipos de aparatos.

Cualquier aparato, junto con sus electrodos asociados (vidrio y referencia),pueden ser usados, la elección será de acuerdo a la precisión deseada en lamedición,

TIPO I TIPO II TIPO III TIPO IV

Escala normal 0 a 14 0 a 14 0 a 14 0 a 14.000

Escala expandida . 2 unidades de pH 1.4 unidades de pH .

División de la escala 0.1 0.01 0.01 0.001

Exactitud +/- 0.05 +/- 0.01 +/- 0.007 +/- 0.002

Repetibilidad +/- 0.02 +/- 0.005 +/- 0.002 +/- 0.002

Corrección por Temp . . . .

Manual o Automática si si si siIntervalo en ° C 0 a 100 0 a 100 0 a 100 0 a 100

División menor ° C 2 2 2 2

Corrección - pendiente - si si si





FABRICANTES

y Material

Material común de laboratorio para contener la muestra y las soluciones paracalibrar:

Vasos de precipitado, probetas ya sean de vidrio o de plástico.

y Reactivos

Solución amortiguadora de pH 4.00 a 25 ° C

Disolver 10.12 g de biftalato de potasio ( KHC4H4O6 ) en agua destilada ydiluya a un litro.

Solución amortiguadora de pH 6.86 a 25 ° CDisolver 3.39 g de Fosfato mono potásico ( KH2PO4 ) y 3.53 g de Fosfatodisódico anhidro ( Na2HPO4) en agua destilada y diluya a un litro.

Solución amortiguadora de pH 9.18 a 25 ° C

Disolver 3.80 g de Tetra borato de sodio decahidratado ( Na 3B4O7.10H2O )en agua destilada y diluya a un litro.Estas soluciones deben prepararse con agua destilada y recién hervida durante 15minutos y enfriada, lo anterior es para eliminar la contaminación del CO 2 disuelto enel agua y evitar crecimientos microbianos.

Los fosfatos de sodio y potasio y el biftalato de potasio se deben secar a110°C durante 2 horas antes de pesarlas.

El tetraborato de sodio decahidratado ( Borax ) no debe ser secado a laestufa.

Las soluciones amortiguadoras preparadas, se deben guardar en frascos devidrio o de polipropileno, bien tapadas y prepararse cada mes.





y Estandarización

1. Prenda el medidor de pH y permita que se caliente2. Mida la temperatura de la solución amortiguadora de pH 6.86 y ajuste

el medidor con el botón de Temperatura3. Inserte los electrodos en la solución de pH 6.86 y ajuste el pH a este

valor en el medidor con el botón de calibrar 4. Elevar y enjuagar los electrodo con agua destilada5. Inserte los electrodos en la solución de pH 4.00 y ajuste el pH a este

valor en el medidor con el botón de Pendiente ( Slope )6. Elevar y enjuagar los electrodos con agua destilada.

y Procedimiento

Una vez calibrado el aparato de medición de pH, se procede a la mediciónde la muestra:

1. Mida la temperatura de la muestra y ajuste el medidor con el botón deTemperatura

2. Inserte los electrodos en la muestra y lea el pH correspondiente3. Elevar y enjuagar los electrodo con agua destilada4. Almacenar los electrodos en solución amortiguadora de pH 7 o

menor.

y Cálculos:

Anotar el valor del pH con las cifras significativas de acuerdo a la precisióndel medidor de pH que se esté utilizando. Anotar también la tem peratura dela muestra al determinarle el pH.

y Precisión:

La precisión que se puede obtener con una cuidadosa calibración delaparato y electrodos,será de +/- 0.05 unidades de pH





MATERIALES Y METODOS:

MATERIALES:

02 fiolas de 50 ml.

04 matraces erlemenyer de 150 ml.

01 pizeta

Materiales de limpieza

04 pipetas graduadas de 1 ml o de 0.5 ml

01 gotero

02 vasos de precipitados de 150 ml.





EQUIPOS:

REACTIVOS:

Hidróxido de sodio 0.1 M

Cloruro de hidrógeno 0.1 M

Alcohol etílico

INDICADORES:

y Fenolftaleína

y Cristal violeta

y Verde de bromocresol

y Azul de bromotimos

y Rojo de fenol

y Rojo de metilo

y Curcumina

y Anaranjado de metilo

pH metro





METODOS:

Cada grupo preparará 50 ml. de HCl 0.01 M y 50 Ml. de NaOH 0.1 M,

trasvasar en un frasco y etiquetar.

Igualmente, cada grupo, preparará 25 ml. de un indicador ácido -base a una

concentración 0.1 % p/v, a excepción de la fenolftaleína que deberá ser al 1 %p/v.

Luego de pesar el indicador, trasvasar a la fiola y ag regar agua destilada

aproximadamente hasta las terceras partes de la fiola, agitar.

Si el indicador no se disuelve, agregar alcohol etílico hasta tres cuartas partes

de la fiola y agitar hasta que se disuelva, luego enrasar con el alcohol o el

agua.

Colocar en cada matraz erlenmeyer 10 ml, de HCl y en otro matraz 10 mL. de

NaOH. Agregar a cada matraz erlenmeyer 2 gotas del indicador preparado

por el grupo; a continuación observar los colores que se forman en medio

ácido y básico.

Con las pipetas de 5 ml. agregar cuidadosamente el otro reactivo, para que se

lleve a cabo una reacción ácido-base. Agregar hasta el momento en que la

primera gota comience a cambiar de color.

Medir el pH(será el primer límite)

Con las pipetas de 1 ml. agregar con bastante cui dado hasta que se defina un

color estable.

Medir el pH(será el segundo límite)

Si no se puede determinar correctamente los pH, se puede agregar unas

cuantas gotas del ácido, si se quiere bajar el pH, o de la base se quiere subir

el pH y se puede buscar nuevamente el cambio exacto de color para medir el

PH.

Cada grupo colocará en la pizarra los rangos de pH determinados en la

práctica, e indicar el color en la zona ácida, en su zona alcalina y el color en el

rango.

Luego el profesor entregará a cada grupo una solución problema para que

determinen el pH que tiene, para lo cual se utilizará los indicadores

preparados por los diferentes grupos.





RESULTADOS Y DISCUSIONES:

Resultados:

1) Al momento de echar las 2 gotas del indicador, rojo de metilo, a la soluciónde NaOH 0,1 M observamos que tomo el color amarillo y cuando

empezamos a titular con HCl se hizo rosado.2) A la solución de HCl le agregamos 2 gotas del mismo indicador y se hizo

rosado y al agregar NaOH se hizo amarillo pálido.

Es decir fue todo lo contrario al primero.

3) Por último medimos el pH de las soluciones y los resultados fueron:De la base: NaOH Ph= 3,7Del acido: HCl ph = 10, 20

indicador rango acido base

Rojo de metilo 3,7- 10,20 amarillo rosado

Discusiones:

Medida de calidad de agua: el pH

La calidad del agua y el pH son a menudo mencionados en la misma frase.El pH es un factor muy importante, porque determinados procesos químicossolamente pueden tener lugar a un determinado pH. Por ejemplo, las reaccionesdel cloro solo tienen lugar cuando el pH tiene un valor de entre 6,5 y 8.

El pH es un indicador de la acidez de una sustancia. Está determinado por elnúmero de iones libres de hidrógeno (H+) en una sustancia.

La acidez es una de las propiedades más importantes del agua. El aguadisuelve casi todos los iones. El pH sirve como un indicador que comparaalgunos de los iones más solubles en agua.

El resultado de una medición de pH viene determinado por unaconsideración entre el número de protones (iones H +) y el número de iones hidroxilo(OH-). Cuando el número de protones iguala al número de iones hidroxilo, el aguaes neutra. Tendrá entonces un pH alrededor de 7.

El pH del agua puede variar entr 0 y 14. Cuando el ph de una sustancia esmayor de 7, es una sustancia básica. Cuando el pH de una sustancia está por debajo de 7, es una sustancia ácida. Cuanto más se aleje el pH por encima o por debajo de 7, más básica o ácida será la solución.El pH es un factor logarítmico; cuando una solución se vuelve diez veces másácida, el pH disminuirá en una unidad. Cuando una solución se vuelve cien vecesmás ácida, el pH disminuirá en dos unidades. El término común para referirse al pHes la alcalinidad.





Métodos de determinación del pH

Existen varios métodos diferentes para medir el pH. Uno de estos es usandoun trozo de papel indicador del pH. Cuando se introduce el papel en una solución,cambiará de color. Cada color diferente indica un valor de pH diferente. Este

método no es muy preciso y no es apropiado para determinar valores de pHexactos. Es por eso que ahora hay tiras de test disponibles, que son capaces dedeterminar valores más pequeños de pH, tales como 3.5 o 8.5.El método más preciso para determinar el pH es midiendo un cambio de color enun experimento químico de laboratorio.

Con este método se pueden determinar valores de pH, tales como 5.07 and2.03.Ninguno de estos métodos es apropiado para determinar los cambios de pHcon el tiempo.

El electrodo de pH

Un electrodo de pH es un tubo lo suficientemente pequeño como para poder ser introducido en un tarro normal. Está unido a un pH-metro por medio de uncable. Un tipo especial de fluido se coloca dentro del electrodo; este esnormalmente ³cloruro de potasio 3M´. Algunos electrodos contienen un gel quetiene las mismas propiedades que el fluido 3M. En el fluido hay cables de plata yplatino. El sistema es bastante frágil, porque contiene una pequeña membrana. Losiones H+ y OH- entrarán al electrodo a través de esta membrana. Los ionescrearán una carga ligeramente positiva y ligeramente negativa en cada extremo delelectrodo. El potencial de las cargas determina el número de iones H+ y OH- ycuando esto haya sido determinado el pH aparecerá digitalmente en el pH-metro.El potencial depende de la temperatura de la solución. Es por eso que el pH -metrotambién muestra la temperatura.

Ácidos y bases

Cuando los ácidos entran en contacto con el agua, los iones se separan. Por ejemplo, el cloruro de hidrógeno se disociará en iones hidrógeno y cloro (HCL--àH++CL-).

Las bases también se disocian en sus iones cuando entran en contacto conel agua. Cuando el hidróxido de sodio entra en el agua se separará en iones desodio e hidroxilo (NaOH--à Na+ + OH-).





Cuando una sustancia ácida acaba en el agua, le cederá a ésta un protón. El aguase volverá entonces ácida. El número de protones que el agua recibirá determina elpH. Cuando una sustancia básica entra en contacto con el agua captará protones.

Esto bajará el pH del agua. Cuando una sustancia es fuertemente ácida cederámás protones al agua. Las bases fuertes cederán más iones hidroxilo.

Se ha determinado que el rojo de metilo en un medio ácido es de color rosado y enun medio básico es de color amarillo, teniendo en cuenta que tiene un pka de 5.1 yel rango de pH es de 4.2-6.3; sin embargo en nuestras muestras de acidoclorhídrico e hidróxido de sodio el rango de pH es de 3.70-10.20 lo cual significaque no paramos la titulación en el momento exacto en el cual cambio de color.

El rojo de metilo es un indicador de pH. (Fórmula: C15H15N3O2) el rojo de metilo seprepara con 0,1 g de este reactivo en alcohol metílico y se diluye en 100 ml demetanol. Una reacción positiva (más o menos) indica que el microorganismo realiza

una fermentación acido láctica de la glucosa por la vía ácido-mixta. (Según Palma,J.J. C. (2005) Química Analítica).





CONCLUSIONES:

Podemos concluir que el rango de pH del rojo de metilo es de 4.2 - 6.3;

tiene un pka de 5.1 y que ese indicador se debe disolver con alcohol.

Que a la solución de acido clorhídrico cuando se le agrega el indicador que

es el rojo de metilo toma un color rosa débil y cuando se le agrega hidróxidode sodio es de color amarillo pálido teniendo un pH de 10.20.lasolucion de

hidróxido de sodio es de color amarillo, pero cuando se le agrega acido

clorhídrico es de color rosado débil teniendo un pH de 3.70.





B I B LIOGRAFIA:

Palma, J.J. C. (2005) Química Analítica).

Harris D. (2007) ³Análisis Químico Cuantitativo´. Tercera edición.

Palma, J.C. (2005) .Química Analítica. Ensayos de laboratorio .

Fritz, J. S. y Schenk, G. H. (1989) ³Química Analítica Cuantitativa´. Terceraedición.





CUESTIONARIO:

I. ¿LOS RESULTADOS OBTENIDOS POR SU GRUPO, COINCIDEN CON LOSQUE REPORTAN LOS

LIBROS? JUSTIFIQUE.

El rango de pH obtenido por el grupo en el caso del rojo de metilo fue

de 3.7 a 10.20, mientras que en los libros este rango es de 4.2 a 6.3.

El margen de error pudo ocurrir por varios factores, uno de ellos esque nuestro grupo no se encargo de preparar todas las soluciones, y pudohaber errores en la preparación o en los cálculos.

II. COMO SE PODRIA HALLAR EN LA PRACTICA EL pKa DEL INDICADOR.

Teniendo las concentraciones del indicador y conociendo en quesituaciones este se disocia en iones.

Sacando logaritmo a ambos miembros de la formula:

De esta fórmula se despeja el Ka y así se podría obtener el pKa delindicador.

III. INDIQUE TODAS LAS CARACTERISTICAS DE IMPORTANCIA PARA LA PREPARACION DE

UNA SOLUCION CON EL INDICADOR COMO LO HIZO EN LA PRACTICA.

Es importante saber preparar los indicadores, ya que, estos sirvenpara indicar el punto de equilibrio, y una mala preparación puede alterar elpH de la solución a titular y cambiar totalmente los resultados en la titulación.

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