Castillo Rodríguez María Andrea. Sánchez Hernández Karen Itzel. Paredes Guauxochitl María Concepción. Práctica 2: “Estudio de equilibrios ácido-base” Resultados: Parte 1: Comportamiento de los indicadores (escala de pH). Tabla 1: Disolución de : pH Universal HCl 0.1 M Tartrato ácido sat. 1.61 Rojo-rosa 3.64 Rosa Biftalato 0.05 m 4.17 Acetatos 0.1 M 5.00 Urotropina 0.1 M 7.51 Fosfatos 0.1 M 8.74 Bicarbonato 0.1 8.81 M Tetraborato 0.05 9.21 M NaOH 0.1 M 12.73 Color del indicador. Anaranjado de Fenolftaleína metilo Incoloro Naranja-rojizo Indicador natural (extracto de col morada) Rosa Incoloro Naranja fuerte Rosa pastel Rosadurazno Anaranjado Verde Azul-verdoso Verdeazulado Incoloro Naranja claro Rosa pálido Incoloro Incoloro Rosa fuerte Naranja claro Naranja claro Naranja claro Rosa pálido Lila Azul Rosa claro Naranja claro Azul Azul Fiusha Amarillo Morado claro Azul fuerte Fiusha Amarillo Verde Tabla 2: Registro de intervalos de vire y pKa´s Indicador Intervalo Indicador universal Anaranjado de metilo Natural (col morada) Fenolftaleína 4,3-6,2 4,3-6,2 6,5-8,7 6,5-8,7 pKa 5 4.2 8.2 Valores indicados literatura. Intervalo de vire. 3,1-4,4 8,3-10,0 Discusión: Se puede observar que usando el indicador de fenolftaleína cuando obtuvimos pH por arriba del 8.5 aprox. se torna de color rosa, esto es debido al intervalo de viraje de la fenolftaleína el cual es aprox. un pH de 8, y también se puede apreciar de que este indicador muestra un color peculiar (rosa) únicamente en las disoluciones de carácter básico, ya que las que son ácidas todas son incoloras. Con el indicador anaranjado de metilo, se puede apreciar que cuando se llega a un pH de 4 el color se mantiene naranja claro y entre más básico sea tiende a ser amarillo, en cambio entre más ácido el color será rojizo. Con el indicador universal, podemos observar que aquí se presentan diversas coloraciones, desde el rojo hasta el azul (de carácter ácido a básico) y que cuando presentan un pH cercano al 7 se tornan de color anaranjado o verde, esto es porque este indicador en una mezcla de indicadores, por lo cual no hay colores asignados específicamente, como lo fue en el caso de la fenolftaleína. En el caso del indicador natural, nos indica que cuando una sustancia es ácido se tornara de color rosa, esto lo vemos gracias al color del HCl, Tartrato, Biftalato, etc. Cuando está en contacto con una 1M Cloruro de Amonio+ Amoniaco Ácido Clorhídrico 1M Hidróxido de Sodio 1M Par ácido-base CH3COOH/CH3COO H3PO4 /H2PO4NaHCO3 /NaCO3 NH4+/NH3 - pH 3.00 6.1 M Acetato de Sodio 0.1 2.1 0. Disolución Ácido Acético 0.1M Amoniaco 0.1 0.74 0. por .1 M).73 0.83 8. esto nos sirvió para identificar que disolución se presenta como un ácido fuerte (HCl). ya que de aquí podemos calcular el pKa con la siguiente ecuación de Henderson y Hasselbalch: pH= pKa+ log [ Base ] [ Ácido ] Donde despejamos pKa: pKa=pH −log [ Base ] [ Ácido ] Y como el CH3COOH/CH3COO.1 4.79 0. Fosfórico+ Na H2PO4 Bicarbonato de Sodio 0.sustancia neutra como la Urotropina toma un color morado.1 0.73 10.08 2.1 0.38 0.38 8.1M NaHCO3+Carbonato de Sodio Cloruro de Amonio 0.1 0. Parte 2: Acción de un buffer.tienen la misma concentración (0.64 10. por ejemplo el ácido acético + acetato de sodio.1 0. o un anfolito (biftalato) o como una base fuerte (NaOH). Respecto a los pH se puede apreciar que van de carácter ácido a básico.1M Ac.1M Ácido Acético+ acetato de Sodio Ácido Fosfórico 0.1 1 1 Discusión: Podemos apreciar que ciertas disoluciones tienen carácter de buffer o amortiguadoras.73 1.06 7. ácido [HA] Con.14 9. si sabemos que es una disolución básica su pH nos mostrará que efectivamente tiene carácter básico.1 8. por ejemplo el HCl o el CH 3COOH y viceversa. base [A-] pKa 0. Y en contacto con una sustancia básica como la NaOH se hará color verde.1 10.74 7. Tabla 3: Registro de datos. con una observación muy detallada ambas disoluciones a la misma concentración (0.1 0.1M Carbonato de Sodio 0.1 0.62 12.79 2. y estas son aquellas en las que utilizamos la mezcla de ácidos y bases conjugadas (puede ser un ácido débil y una sal del mismo ácido pero con una base fuerte o una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte).1 0.1 M) esto me origina: pKa=pH Podemos apreciar también que cuando medimos el pH de las disoluciones por separado si estas son ácidas presentarán un pH con el mismo carácter ácido.1 0.55 Con.1M Dihidrógenofostato de Sodio 0.24 4.1 0. o NaHCO3 y el pH de la mezcla es independiente del pH de las disoluciones por separado (ácido y base). el anaranjado de metilo y la fenolftaleína? El indicador universal es útil cuando no sabes el pH de la disolución y lo podemos comparar cualitativamente con la escala de pH empleada comúnmente. 2.90 Nota: los pH después de la disolución de HCl 1M y NaOH 1M no los pudimos medir. Cuestionario del problema 1: 1... Disolución CH3COOH 1M HCl 1M NaH2PO4 1M NaOH 1M CH3COONa 1M pH antes de la dilución 2.. .15 13. para explicar con tus propias palabras como actúa un indicador ácido-base. por lo cual no hay un intervalo de vire específico o colores únicamente detallados para el indicador universal a comparación con el indicador de la fenolftaleína.70 5. ¿Qué expresión matemática relaciona la fracción disociada con la disolución hecha? 1mol 1 mol ( 1000 ) ( mL 100000 mL ) = = 100 mL 100 mL 1 mol 1000 mL =1 x 10−4 M 10000000 mL 1L ( ) Discusión: Pudimos observar que al diluir un ácido fuerte su pH aumentará tendiendo a ser menos ácido.Analiza los resultados de la tabla 2 y relaciona el vire de color con el pKa.ejemplo CH3COO.¿En qué situaciones recomendarías utilizar el indicador universal. esto es porque habrá el mismo número de especies donadoras de protones pero en un volumen mayor antes de la dilución y en el caso de las disoluciones de base fuerte están tendrán a disminuir su pH (serán menos básicos).66 0. ya que existirá la misma cantidad de especies que aceptan protones en un volumen mayor y esto hará que para ambos casos las concentraciones donadoras o aceptoras disminuyan.24 7.90 pH después de la disolución 3.80 4.72 4. (Karen dijo que la iba a checar) 3. Parte 3: Efecto de la disolución. por lo tanto hay presencia de muchas coloraciones en las disoluciones amortiguadoras. y teniendo en cuenta de que este no sería el verdadero por error de medición (al poder observar mal).¿Por qué el indicador universal toma diferentes coloraciones en las distintas disoluciones amortiguadoras? Porque todas las disoluciones amortiguadoras tienen diferente pH y el indicador universal es una mezcla de diferentes indicadores. Tabla 4: Registro de datos. Un indicador ácido-base cambia de color en un intervalo determinado de vire (el rango del cambio de color de acuerdo al pH) que se puede determinar gracias al pKa. así ya sabemos dependiendo de la coloración cual sería el pH aprox. el anaranjado de metilo sería útil cuando trabajamos con disoluciones que tienen carácter ácido.. H3PO4 + OH H2O + H2PO410. haz la predicción de todas las reacciones que se pueden llevar a cabo entre todas las especies colocadas en la escala. 5. (baby la va a poner a mano dejar el espacio) 3. completa la escala de pH. de 7. H3PO4 + NaCO3 NaHCO3 + H2PO49. en cambio con el indicador universal.Empleando la escala anterior de pH que elaboraste. ahora si se añade una base fuerte.00 en pH) a un fiusha que es cuando la disolución ya sería muy básica (intervalo de pH de 10. 1. tienen la capacidad de comportarse como ácidos o como bases.. ¿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 amortiguadora o buffer tienen carácter de anfóteros. Coloca cada par ácido-base conjugado a lo largo de la escala. como ya se justificó antes sería muy bueno ya que se lograría ver el cambio de un ácido (color rojo) y una base (color azul) a un color neutro (amarillo). (Anexo) Cuestionario del problema 2: 1. Con los datos experimentales obtenidos de la tabla 3. esta será neutralizada por el ácido débil el cual se transformará en su base conjugada aún más débil que la original amortiguando su pH. CH3COOH + NH3 NH4+ + CH3COO- .00 a 9. Justifica tu propuesta. mientras que la fenolftaleína sería muy útil cuando se utilizarán disoluciones de carácter básico. o se puede comportar como una solución reguladora la cual está formada por un ácido o base débil y su par conjugado. pero como es un ácido débil este se disocia poco y el pH no cambia de forma significativa. selecciona el indicador adecuado para la reacción de neutralización ácido fuerte-base fuerte. es decir.1 a 2.9) únicamente. H3PO4 + CH3COOCH3COOH + H2PO4+ 7. H3O+ + H2PO4H3PO4 + H2O 2. H3PO4 + NH3 NH4 + H2PO48. Esto puede ser expresado por la ecuación de Henderson y Hasselbalch: pH= pKa+ log [ Base ] [ Ácido ] 2.1 a 6. H3O+ + NaCO3NaHCO3 + H2O + 5.Construye un mapa conceptual que relacione los conceptos involucrados en los experimentos. por lo que su pH es constante. H3O+ + NH3 NH4+ + H2O 4.A partir de la tabla 2. H3O + OH 2H2O 6. Cuando se agrega un ácido fuerte su base conjugada reacciona con los H+ aumentando la cantidad del ácido conjugado.00) 4. ya que ahí solo habría presencia de un rosa claro (básico cercano a valores de 7.00) al naranja (intervalo de pH de 2. esto hace que se minimice el efecto de adición o eliminación de H+ del medio.. (checar o investigar intervalo de vire) Para neutralizar sería muy útil utilizar el indicador universal. H3O+ + CH3COOCH3COOH + H2O 3.00 a 13. ya que los rangos de la fenolftaleína y anaranjado de metilo no nos ayudarían a apreciar un cambio en la coloración cuando el pH es aprox. ya que nos marcaría tonalidades que van del rojo (intervalo de pH de 0. + H2O 4.. ya que en algunas sustancias el indicador se disociará con mayor facilidad que en otras.. Ed. 4ta edición. cuando se le mezcla con una base actúa como ácido y cuando se le mezcla con un ácido actúa como una base. Reverte. Mc GRAW-HILL. Esta respuesta depende de los resultados anteriores Conclusiones: Un indicador químico es un ácido o base débil cuya forma disociada tiene un color diferente a su forma sin disociar.¿Cuál de las reacciones propuestas es la más cuantitativa? Justifica tu respuesta. obtenemos una disolución con un pH intermedio. Se pudo observar que al mezclar sustancias con diferentes pH. Raymond Chang. es decir. 1989 México.Escribe la ecuación de las reacciones que propusiste en el inciso 3 y calcula los valores de las constantes de equilibrio correspondientes. CH3COOH + NaCO3NaHCO3 + CH3COO12. . 2007 México. NH4 + NaCO3 NH3 + NaHCO3 + 14. “Análisis Químico Cuantitativo”. 2001 España. Siguiendo la siguiente ecuación: Baby corrige esto la ec correcta es: Keq=Ka1/ka2 5. “Química” Novena Edición Mc GRAW-HILL. “Química Analítica”. 2nda edición.11. NaHCO3 + OHNaCO3. NH4 + OH NH3 + H2O 15. Skoog. CH3COOH + OH H2O + CH3COO+ 13. esto hace que se vean de colores diferentes dependiendo de la sustancia que se requiere identificar. Bibliografía: Harris. Al realizar uno de los experimentos notamos que el agua actúa como un anfótero.