Díaz Juárez Paola Mariana Moreno Ambriz Alejandro

Resultados

Parte 1. Comportamiento de los indicadores (escala PH)

Hipótesis: El indicador universal puede tomar diferentes coloraciones ya que este es una mezcla especial de varios indicadores los cuales toman una coloración o pueden virar de color a diferentes valores de pH. La fenolftaleína es un indicador para medios básicos cambia de color en un pH arriba de 7, su coloración es de rosa claro hasta fiusha. El anaranjado de metilo va desde una coloración roja hasta amarilla, es rojo debajo de un pH de 4, anaranjado en un pH de 4 a 7 y por arriba de estos valores amarillo. -Sea cual sea el indicador utilizado se cree que la compuesto que presente el pH más ácido será el HCL 0.1M y el compuesto cuyo pH sea más básico será el NaOH 0.1M.

Tabla1

Disolución de: pH Universal Fenolftaleína Anaranjado de metilo

Col morada

HCl 0.1M 0.8 Rojo-rosa incoloro Amarillo Rosa fuerte

Tartrato ácido sat. 2.6 Rojo-naranja

Incoloro Amarillo Rosa claro

Biftalato 0.05M 3.6 Rojo-naranja

Incoloro Amarillo Rosa medio

Acetatos 0.1M 6.1 Azul Incoloro Amarillo más claro

Lila alto

Urotropina 0.1M 5.3 Amarillo Incoloro Amarillo Lila bajo

Fosfatos 0.1M 4.2 Naranja incoloro Amarillo Lila medio

Bicarbonato 0.1M 10.3 Azul fuerte Rosa intenso Amarillo Verde

Tetraborato 0.05M

9.5 Verde azul Rosa intenso Amarillo Café

Disolución de: pHmetro Universal Fenolftaleína Anaranjado de metilo

extracto de col morada

HCl 0.1M 0.8 1.5 Ácido 3

Tartrato ácido sat.

2.6 4 Ácido 3

Biftalato 0.05M 3.6 4 Ácido 3

Acetatos 0.1M 6.1 10 Ácido 7

Urotropina 0.1M 5.3 6 Ácido 6

Fosfatos 0.1M 4.2 5 Ácido 5

Bicarbonato 0.1M 10.3 10 Alcalino 12

Tetraborato 0.05M

9.5 9 Alcalino 13

NaOH 0.1M 12.5 10 Alcalino 13

Tabla 2. Registro de intervalos de vire y pKa´s.

Indicador Intervalo(s) de vire experimental

Valores indicados en la literatura

pKa Intervalo de vire

Indicador universal 1.5 - 10 5 1-10

Anaranjado de metilo --- - 3.1 – 4.4

Natural (col morada) 3-13 - 1-14

Fenolftaleína Acido-alcalino 3.5 8.1 – 10

Cuestionario 1 1.- ¿Por qué el indicador universal toma diferentes coloraciones en las distintas disoluciones amortiguadoras? Debido a que el indicador universal es una mezcla de diferentes tipos de indicadores, los cuales tienen un pH característico el cual cambian de color (como rojo de metilo, azul de bromotimol, azul de timol, además contiene propanol, NaCl, NaOH y agua). 2.- Analiza los resultados de la tabla 2 y relaciona el vire de color con el pKa, para explicar con tus propias palabras cómo actúa un indicador ácido base. Los indicadores actúan en un intervalo de pH cercano a su constante de acidez, el intervalo va desde un pH un poco menor hasta un pH un poco mayor al valor de su intervalo de vire. 3.- ¿En qué situaciones recomendarías utilizar el indicador universal, el anaranjado de metilo y la fenolftaleína? -El indicador universal recomendaría utilizarlo para medir el pH de soluciones tanto ácidas como básicas, ya que su intervalo de vire es muy amplio. -En el caso del anaranjado de metilo, se debe de utilizar sólo en sustancias ácidas, ya que en sustancias básicas, solo muestra un color amarillo, el cual no nos indica claramente el pH de la sustancia. -El indicador Fenolftaleína es un indicador para sustancias básicas, lo contrario del anaranjado de metilo, es incoloro en sustancias ácidas y solo cambia de intensidad de color en un intervalo de pH de 8 a 10.

4.- A partir de la tabla 2, selecciona el indicador adecuado para la reacción de neutralización ácido-fuerte base-fuerte. Justifica tu respuesta. El indicador universal ya que es el que mejor nos mostraría el cambio de color de la reacción de neutralización, ya que como observamos experimentalmente, la fenolftaleína sería incolora y el anaranjado de metilo mostraría un color amarillo desde un pH ácido aproximado de 4 hasta un pH básico de alrededor de un valor de 12. 5. Construye un mapa conceptual que relacione los conceptos involucrados en los experimentos.

Parte 2. Acción buffer

Hipótesis: El pH de la combinación del par ácido de la sustancias, tendrá un valor

intermedio al valor de pH de cada una de estas por separado.

Tabla 3

Disolución Par acido-base PH Conc. Ácido [HA]

Conc. Base [A-]

pKa

Ácido Acético 0.1M - 1.3 0.1M -

Acetato de sodio 0.1M - 6.7 - O.1M

Ácido acético + Acetato de sodio

CH3COOH/CH3COO- 3.7 0.1M 0.1M 3.7

Ácido fosfórico 0.1M - 1.5 0.1M -

Dihidrógenofosfato de sodio 0.1M

- 4.1 - 0.1M

Ácido fosfórico 0.1M + Dihidrógenofosfato de sodio 0.1M

H3PO4/HPO4- 2.7 0.1M O.1M 2.7

Carbonato ácido de sodio 0.1M

- 8.3 0.1M -

Carbonato de sodio 0.1M

- 10.4 - O.1M

Bicarbonato de sodio + carbonato de sodio

NaHCO3 /CO3- 9.7 0.1M O.1M 9.7

Cloruro de amonio 0.1M

- 6.7 0.1M -

Amoniaco 0.1M - 10.8 - 0.1M

Cloruro de amonio + amoniaco

NH4- /NH3 9.3 0.1M O.1M 9.3

CH3COOH ││ CH3COO-

pH= pKa + log [A-]/[HA] pKa = pH – log[A-]/[HA]

= [3.7 – log(0.1/0.1)] = 3.7

H₃PO₄ ││ H₂PO₄-

pH= pKa + log [A-]/[HA] pKa = pH – log[A-]/[HA]

= [2.7 – log(0.1/0.1)] = 2.7

HCO₃⁻││ CO₃⁻² pH= pKa + log [A-]/[HA] pKa = pH – log[A-]/[HA]

= [9.7 – log(0.1/0.1)] =9.7

NH₄⁺ ││ NH₃ pH= pKa + log [A-]/[HA] pKa = pH – log[A-]/[HA]

= 9.3 – log(0.1/0.1) = 9.3

CUESTIONARIO 2

1. ¿Por qué la disolución de un par conjugado tiene un pH diferente al que tendrían disoluciones que contuvieran únicamente el ácido o la base? Porque una disolución de un par conjugado o una buffer son anfóteros, los cuales tienen capacidad de comportarse como ácidos o bases; por eso se mantiene su pH entra los pH de las disoluciones de su ácido y de su sal, y tiene leves variaciones de pH. 2. Con los datos obtenidos de la Tabla II. Completa la escala de pH. Coloca cada par ácido-base conjugada a lo largo de la escala.

3.-Empleando la escala anterior de pH que elaboraste, haz a predicción de todas

las reacciones que se pueden llevar a cabo entre todas las especies colocadas en

la escala.

1. H3PO4+CH3COO- H2PO4-+CH3COOH.

2. H3PO4+NH3- H2PO4

-+NH4+.

3. H3PO4+CO32- H2PO4

-+HCO3-

0 2.7 3.7 9.3 9.7 14

4. CH3COOH+ NH3- NH4

++ CH3COO-.

5. CH3COOH+ CO32- CH3COO-+HCO3

-.

6. NH4++ CO3

2- NH3- + HCO3

-.

4. Escribe la ecuación de las relaciones que propusiste en el inciso (3) y calcula

los valores de las constantes de equilibrio correspondientes.

1. H3PO4+CH3COO- H2PO4-+CH3COOH.

K= [(H3PO4)/ (H2PO4-)] [(CH3COO-)/ (CH3COOH)] = (102.7) (103.7).

K=101

2. H3PO4+NH3- H2PO4

-+NH4+.

K= [(NH4+.)/ (NH3)] [(H3PO4)/ (H2PO4

-)] = (109.3) (10-2.7).

K=106.6

3. H3PO4+CO32- H2PO4

-+HCO3-

K= ([H3PO4)/ (H2PO4-)] [(CO3

2-)/ (HCO3-)] = (10-2.7)( 109.7).

K=107

4. CH3COOH+ NH3- NH4

++ CH3COO-.

K= [(NH4+)/ (NH3)] [(CH3COO-)/ (CH3COOH)] = (109.3) (10-3.7).

K=105.6

5. CH3COOH+ CO32- CH3COO-+HCO3

-.

K= [(CH3COOH)/ (HCO3-)] [(HCO3

-)/ (CO32-)] = (103.7) (109.7).

K=106

6. NH4++ CO3

2- NH3- + HCO3

-.

K= [(NH4+)/ (NH3)] [(CO3

2-)/ (HCO3)] = (10-9.3) (109.7).

K=100.5

5. ¿Cuál de las reacciones propuestas es la más cuantitativa? Justifica tu

respuesta.

H3PO4+CO32- H2PO4

-+HCO3-

Porque es la reacción que tiene una mayor constante, y dentro de la escala

propuesta, son los pares con mayor distancia.

Parte 3. Efecto de la dilución

Hipótesis: La dilución sobre la disociación de una especie ácido-base afecta la concentración de las especies donadoras de protones (ácidos) y de las especies que aceptan protones (bases). Al diluir un ácido fuerte el pH de este aumentará, será menos ácido, ya que habrá el mismo número de especies donadoras de protones en un volumen mayor que antes de la dilución, en el caso de la base fuerte, el pH disminuirá, será menos básico, ya que existirá la misma cantidad de especies que aceptan protones en un volumen mayor de disolución, lo cual para ambos casos la concentración tanto de especies donadoras o especies que aceptan protones disminuirá. El pH de un ácido débil aumentará como en el caso de la disolución de un ácido débil pero en menor proporción ya que al ser débil las especies que se disocian se encontrarán en cantidades mínimas.

disolución PH antes de la dilución PH después de la dilución

CH3COOH 1M 2.9 4.1

HCl 1M 2.1 3.9

NaH2PO4 1M 4.39 5.69

CH3COONa 1M 7.79 7.47

NaOH 1M

2. ¿Qué expresión matemática relaciona la fracción disociada con la dilución hecha?

Análisis de resultados

Observando la tabla No 1 nos damos cuenta que los diferentes tipos de

indicadores tienen sus propia característica o que viran de un color diferente

debido al pH distinto de cada solución. El indicador universal vira desde un color

rojo hasta llegar a un morado, cuando este indicador tiene un tono anaranjado,

decimos que la solución en ese momento tiene un pH de o un valor cercano al

pka, igual a 5 (para soluciones amortiguadoras con pares ácido/base con

concentraciones iguales). Esto se puede ver expresado en la tabla No 1 cuando

comparamos la columna del pH con el indicador.

De una manera similar ocurre con el anaranjado de metilo, que vira de un color

amarillo a naranja cuando el pH de la disolución esta cercano a 3.1-5.0. Aquí el

valor de pka es de aproximadamente 3.6 para disoluciones amortiguadoras con los

pares conjugados a la misma concentración, observando la tabla No. 1 nos damos

cuenta que a un pH menor a 4. Se intensifica el color, casi llegando a rojo. Por

arriba del pH 8 la fenolftaleína vira a un color rosa mexicano y por debajo de este

valor es incolora la disolución.

En el problema 2 al comparar el pH en este problema, el ácido solo y la base sola,

con la mezcla de ambos para formar la disolución buffer, su pH se mantiene

intermedio, es decir, no adopta el pH del ácido o de la base.

Pudimos observar también al ser de las mismas concentraciones el ácido como su

base conjugada, el pH es igual al pka, esta observación podemos afirmarlo con la

ecuación de Herndersson/Hasselbach, por lo cual pudimos realizar la escala de

pH con los pares conjugados de las distintas disoluciones buffer, colocando a la

izquierda los de mayor fuerza ácida y a la derecha con mayor fuerza básica.

En el problema 3, nos podemos dar cuenta de que cuando se diluyen disoluciones

ácidas, éstas se vuelven más básicas, y cuando se diluyen disoluciones básicas,

éstas se vuelven más ácidas, debido a los iones OH- o H+ que puede proporcionar

el agua.

Conclusión

Logramos estudiar el comportamiento de los equilibrios ácido/base con lo cual lo asociamos con la ecuación de Hendersson/Haselbach, con la cual construimos nuestra propia escala de pH y aprendimos a predecir las diversas reacciones para relacionarlo con el pka. Con esto pudimos definir que 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 modifique el color. Por medio del problema 3, nos podemos dar cuenta de que el agua puede actuar como ácido y como una base (anfótero), dependiendo de con quien la mezcles, es decir, si la mezclas con una disolución ácida, actúa como básica. Pero si mezclas agua con una disolución básica, actúa como ácida.