Valoraciones ácido-base. Indicadores
1.- Introducción.
El valor del pH de una disolución tiene una gran influencia en muchos procesos químicos y biológicos, por lo que su conocimiento es de suma
importancia. Sólo en los casos sencillos de disoluciones preparadas puede calcularse el pH. En la mayoría de los casos prácticos, tanto industriales como biológicos es necesario medir el pH lo que se hace con unos aparatos especiales llamados pehachímetros. El pH-metro se basa en la medida de la diferencia de potencial eléctrico entre dos electrodos: uno de referencia y otro sensible a la concentración de protones, introducido en la disolución cuyo pH se desea medir.
De una manera aproximada puede conocerse el pH de una disolución utilizando indicadores, que son disoluciones de ciertos colorantes orgánicos complejos, cuyo color cambia con el pH del medio en que se encuentren. Los indicadores son ácidos o bases débiles que se caracterizan por tener distinto color el ácido y su base conjugada.
Consideremos como ejemplo el anaranjado de metilo que es un indicador del tipo ácido débil. Como su molécula es muy compleja la representaremos por HIn. La molécula tiene color rojo mientras que su base conjugada, el ion In-, es de color amarillo. En disolución se establece el equilibrio:
InH + H2O In- + H3O+
como coexisten las dos especies químicas (roja y amarilla), resulta el color naranja propio del indicador. Ahora bien, en disoluciones ácidas, al ser grande la
concentración de protones, el equilibrio anterior está muy desplazado hacia la izquierda y el indicador tendrá color rojo y, si le añadimos una base al medio, reaccionará con los protones reduciéndose su concentración, por lo que el
equilibrio se desplazará hacia la derecha cambiando el indicador a color amarillo.
Para que se aprecie bien el cambio de color, las concentraciones de la forma ácida, InH, y de la básica, In-, deben ser bastante diferentes (unas diez veces mayor una que la otra). Para ello es necesario que cambie notablemente la concentración de protones. Es decir, que el cambio de color no se produce a un pH fijo, sino en un intervalo de unas dos unidades.
Las volumetrías o valoraciones ácido-base tienen su fundamento en el cambio brusco de la concentración de protones que se produce en el punto final de la reacción de neutralización o punto de equivalencia.
Vamos a ver ésto con un ejemplo sencillo: valoración de 50 cc. de una disolución de cloruro de hidrógeno (HCl) 0'1 M con otra disolución 0'1 M de hidróxido sódico (NaOH).
La concentración inicial de protones es de 0'1 M (ya que el ácido clorhídrico es un ácido fuerte que está
totalmente disociado) y por lo tanto el pH es 1. Al ir añadiendo NaOH se va
neutralizando el HCl, pero el pH varia muy poco. Así, por ejemplo, cuando se han añadido 49 cc. de disolución de NaOH, es decir, que falta 1 cc. para el punto de equivalencia, se puede calcular fácilmente que el pH = 3, incluso cuando sólo falta por añadir 0'1 cc. de NaOH, el pH = 4. En el punto de equivalencia, naturalmente, el pH = 7, (ya que la sal que se forma proviene de un ácido y una base fuerte y ni el catión ni el anión se hidrolizarán). En cuanto se ha
añadido O'1 cc. de NaOH en exceso, el pH = 10, y si nos pasamos en 1 cc., el pH = 11. Se observa así que en las proximidades del punto de equivalencia se produce un salto de pH (de unas siete unidades) que puede ponerse de manifiesto con algún indicador ácido-base.
Cuando se valora un ácido débil, como el ácido acético, con una base fuerte, el salto de pH es menor y, por otra parte en el punto de equivalencia la disolución es ya básica (pH >7) puesto que se trata de una sal de ácido débil y base fuerte. Análogamente, cuando se valora una base débil (amoniaco) con un ácido fuerte, también es menor el salto de pH y, además, en este caso la disolución es ácida (pH<7) en el punto de equivalencia, puesto que ahora se trata de una sal de ácido fuerte y base débil. Todo esto va a influir a la hora de elegir el indicador adecuado para cada valoración.
2.- Objetivo de la práctica.
En esta práctica de laboratorio vamos a tratar de conseguir los siguientes objetivos:
b. Valorar un ácido frente a una sustancia patrón (base de concentración perfectamente conocida).
c. Realizar una valoración ácido-base utilizando un indicador para detectar el punto final o de equivalencia.
d. Saber valorar la acidez de un vinagre o de un zumo de fruta.
3.- Material utilizado.
El material utilizado en esta práctica de laboratorio es el siguiente:
Material fungible Productos químicos
Balanza
Vaso de precipitados
Embudo
Probeta
Matraz aforado
Matraz Erlenmeyer
Tubos de ensayo
Gradilla para tubos de ensayo
Pinzas
Vidrio de reloj
Pipeta de 10 ml
Pipeta de Pasteur
Prepipeta
Varilla de vidrio
Mortero
Cucharilla espátula
Frasco dosificador
Cuentagotas
Tijeras
Papel de filtro
Papel indicador universal
Papel
Lápiz
Fenolftaleina
Ácido clorhídrico
Hidróxido sódico
Acetona
Ácido acético
Acetato sódico
Otros indicadores ácido - base
o Rojo de metilo
o Naranja de metilo
o Azul de bromotinol
o ...
Col lombarda
agua destilada
4.- Realización de la práctica.
4.1.- Fabricación y utilización de indicadores.
Corta con unas tijeras unos 50 gramos de col lombarda en trocitos
pequeños. Machácalos en un mortero junto con unos 10 ml de acetona y procura obtener un extracto lo más concentrado posible. Conserva el extracto en un recipiente cerrado.
Prepara unos 50 ml de cada una de las siguientes disoluciones:
1. HCl 0'1 M
2. HCl 0'01 M
3. Ácido acético 0'1 M
4. Ácido acético 0'1 M - acetato sódico 0'01 M
5. Ácido acético 0'1 M - acetato sódico 0'1 M
6. agua destilada.
7. acetato sódico 0'1 M
8. Hidróxido sódico 0'01 M
Coge 8 tubos de ensayo y rellena cada uno de ellos hasta su cuarta parte aproximadamente con cada una de las disoluciones antes mencionadas y añádele a cada uno de ellos tres gotas de un indicador, anotando las coloraciones que se producen. Repite la misma operación para los otros indicadores disponibles comprobando la siguiente tabla:
Disolución 1 2 3 4 5 6 7 8 pH cambio
pH 1 2 3,8 4,8 5,8 7 8,75 12
Fenolftaleina 8,2 a 10
Naranja de metilo 3,2 a 4,4
Rojo de metilo 4,2 a 6,3
Azul de Bromotinol 6,0 a 7,6
Col lombarda 3,2 a 4,8 - 7,4 a 9,1
Papel indicador 3 a 11
4.2.- Valoración de una disolución de cloruro de hidrógeno.
El ácido clorhídrico se vende en el comercio en forma de disolución concentrada del 35 % en peso y densidad 1'18 gr/cc. A partir de este ácido se ha preparado una disolución problema que se sabe es aproximadamente 0'1 M pero debemos valorarla para conocer su concentración exacta.
La valoración de las disoluciones se realiza frente a determinadas sustancias que se denominan patrones. Dichos patrones son disoluciones de sustancias muy puras de concentración perfectamente conocida.
Nosotros prepararemos una disolución 0'1 M de hidróxido sódico para utilizarla como patrón. No es necesario que sea exactamente 0'1 M; lo que si es preciso es conocer exactamente su concentración. Para ello, pesa exactamente una cantidad aproximada a la que necesites para el volumen del matraz aforado del que dispones. Debes recordar que el hidróxido sódico hay que pesarlo lo más rápidamente posible porque coge humedad, que al preparar la disolución es conveniente enjuagar todo el material utilizado tres veces uniendo las aguas de lavado ala disolución y cómo debe quedar el menisco al enrasar en el matraz aforado.
Peso del vidrio de reloj = ... gr
Peso del vidrio de reloj más NaOH = ... gr
Peso del hidróxido sódico = ... gr
Volumen matraz aforado = ... ml
Molaridad del Hidróxido sódico = ... M
Sabiendo que el cloruro de hidrógeno es un ácido fuerte (se disocia
totalmente) al igual que el hidróxido sódico que es una base fuerte y que el pKa del
ácido acético es de 4'75, calcula el pH resultante de cada una de las disoluciones anteriormente preparadas.
Para proceder a la valoración, lavar tres erlenmeyers y enjuagarlos con agua destilada. Con una pipeta introducir 10 ml de la disolución problema de ácido clorhídrico cuya concentración se desea determinar. Añadir agua destilada hasta completar un volumen de unos 50 ml y tres gotas de fenolftaleina.
ácido al rojo en medio básico). Hay que tener en cuenta que el viraje se debe producir en toda la disolución y no sólo en una zona localizada y que no desaparezca al agitar.
Al realizar este proceso tres veces se obtienen los siguientes resultados:
Experiencia 1: Volumen de NaOH añadido = ... ml
Experiencia 2: Volumen de NaOH añadido = ... ml
Experiencia 3: Volumen de NaOH añadido = ... ml
Volumen de NaOH medio = ... ml
Con estos datos (el volumen y la concentración de la disolución de NaOH y el volumen de la disolución problema de HCl) se puede determinar la concentración de la disolución de ácido clorhídrico, utilizando la ecuación:
(N . V)
ácido= (N . V)
basey teniendo en cuenta que en nuestro caso la molaridad coincide con la Normalidad:
Molaridad del HCl ... _____________
4.3.- Valoración de la acidez del vinagre.
El vinagre comercial es una disolución de ácido acético. Supondremos que toda la acidez del vinagre es debida al ácido acético que contiene.
Mediante una pipeta se toman 25 ml de vinagre comercial y se diluyen en agua destilada hasta 250 ml en un matraz aforado. Utilizando un matraz
erlenmeyer, preparar tres muestras con 25 ml cada una de la disolución diluida de vinagre y añadir tres gotas de fenolftaleina y valorarla frente a la disolución de NaOH preparada anteriormente siguiendo el mismo procedimiento que en el apartado 4.1.
Ahora vamos a calcular la concentración de la disolución diluida por el valor medio de los obtenidos en las tres muestras.
Muestra 1: Volumen de NaOH añadido = ... ml
Muestra 2: Volumen de NaOH añadido = ... ml
Muestra 3: Volumen de NaOH añadido = ... ml
Volumen de NaOH medio = ... ml
Con estos datos (el volumen y la concentración de la disolución de NaOH y el volumen de la disolución problema) se puede determinar la concentración de la disolución diluida del vinagre (ácido acético), utilizando la ecuación:
(N . V)
ácido= (N . V)
basey teniendo en cuenta que al ser el ácido acético un ácido monoprótico HA, la molaridad también coincidirá con la Normalidad:
Molaridad de la disolución diluida de vinagre .. _____________
Tal y como se ha preparado la disolución diluida del vinagre, se sabe que el vinagre comercial será __________ veces más concentrado, por lo que:
Concentración del vinagre en CH3COOH ... _________ M
Si quisiéramos valorar la acidez de un zumo (de limón o naranja por ejemplo) se procedería de la misma manera, y sólo habría que tener en cuenta que para este ejemplo se estaría valorando el ácido cítrico que es triprótico (con tres grupos ácido en su molécula).
5.- Conclusiones.
Como conclusión a esta práctica de laboratorio contesta a las preguntas y cuestiones que se te formulan a continuación:
b. Utilizando sólo un indicador ¿puedes asegurar si la disoluciones ácida o básica?. Razona la respuesta.
c. ¿Por qué no importa la cantidad de agua que se le añade a la
disolución de cloruro de hidrógeno antes de valorarla en el apartado 4.2.
d. Escribe todas las reacciones que se han producido en esta práctica así como la reacción ácido-base que gobierna todos los procesos de neutralización.
e. ¿Tiene existencia real el ion H+ en disolución acuosa?
f. Indica si son ácidos o bases las siguientes sustancias de uso frecuente en la vida cotidiana:
1. salfumán
2. zumo de limón
3. vino
4. cerveza
5. leche
6. saliva
7. sangre
8. agua del mar
9. lejía
g. Busca en bibliografía el % de ácido acético que tiene el vinagre y compáralo con el resultado obtenido.
h. Señala las posibles causas de error que pueden influir en los resultados de esta práctica.
