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Preparar los patrones coloreados de diferentes pH.
Determinar el pH aproximado de las soluciones por comparación colorimétrica.
ESPECÍFICOS
Determinar el patrón coloreado del anaranjado de metilo, rojo de metilo, azul
de bromofenol, fenolftaleína y amarillo de alizarina GG para valores de pH desde
2 hasta 11.
Determinar el pH aproximado para las soluciones de ácido acético, amoniaco,
acetato de sodio, cloruro de amonio y una muestra desconocida.
Determinar las propiedades de las soluciones buffer al compararlas con las del
agua de caño (no buffer).
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FUNDAMENTOS TEÓRICOS
I. INDICADORES ÁCIDO BASE
1.1. Definición
Son sustancias químicas ácidas o básicas muy débiles, naturales o sintéticas, generalmente orgánicas, que cambian de color en respuesta a la naturaleza de su medio químico. Esto se debe al par conjugado presente que tiene diferente coloración. 1.2. Importancia y utilidad Los indicadores son muy importantes porque permiten determinar el punto de
equivalencia en una valoración (es el momento en el que el número de moles de OH-
es igual al número de moles de H+) para lo cual deben ser añadidos antes de dicha
operación. Cabe destacar que el punto final de una valoración se alcanza cuando el
indicador cambia de color.
Además, sirven para diferenciar, en el momento que se requiera, ácidos y bases.
1.3. Generalidades
La primera teoría de valor práctico sobre el comportamiento de los indicadores se
debe a W. Ostwald (1891). En su teoría, admite que un indicador sin disociar, ácido
(HIn) o base (InOH) tiene un color diferente del de sus iones. Los equilibrios, en solu-
ción, se pueden representar por:
HIn H + In
InOH OH + In
color sin ionizar color ionizado
Si el indicador es un anhidro-base (In), por ejemplo, una amina libre o una amina
sustituida, el equilibro es:
In + H O OH + HIn2
En el caso de un indicador ácido, en solución ácida, por ejemplo, en presencia de un
exceso de iones hidrógeno (H+), la disociación disminuirá (efecto de ion común) y,
en consecuencia, la concentración de In- será muy pequeña; por lo tanto el color
será el que corresponde a la forma sin ionizar. Si el medio es alcalino, la pequeña
concentración de ion hidrógeno motiva una apreciable ionización del indicador;
siendo así, mayor la concentración de In-, y el color que predomina es el que
corresponde a la forma ionizada. Aplicando la ley de acción de masas, se obtiene:
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H InK
HInind
x
HIn sin ionizarH K K
ionizadoInind indx x
El color del indicador depende de la relación de las concentraciones de las formas,
ionizada y sin ionizar, y por eso, es una función de la concentración del ion hidrógeno
[H+]. Aplicando logaritmos a la expresión anterior:
.
InpH log + pK
HInind
casiinsignific
Generalmente, se usan las siguientes relaciones de concentraciones para predecir el
color del indicador que se percibe:
HIn 10
In Predomina el color del ácido (HIn)
HIn 0.1
In Predomina el color de la base conjugada (In-)
HIn 1
In El color del indicador es una combinación de los colores dados
por HIn e In-.
De lo anterior se deduce:
pH pK 1ind
Conocido como zona de viraje.
Elección del indicador adecuado
El punto final de un indicador no se produce a un pH específico; sino, existe un
intervalo de pH en el que se observa el punto final. En la práctica, se elige el indicador
cuyo punto final se encuentre en la pendiente máxima de la curva de titulación.
Como el punto de equivalencia también está en esta región, la elección asegura que
el pH esté dentro del intervalo de cambio de color o viraje del indicador.
Para un indicador base, se puede deducir una expresión similar pero que en forma
simplificada resulta:
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InOHOH K
Inindx
Además, se puede deducir lo siguiente:
w
w
K x In K H x OH H
K x InOHind
indicadorbase
Las investigaciones de Hantzsch han demostrado que la teoría de Ostwald, sobre el
cambio de color de los indicadores, requiere una revisión; no obstante, mediante la
nueva teoría, se llega a expresiones similares a las anteriores. Sin embargo, no se
puede admitir que el cambio de color sea debido únicamente a la ionización, pues el
indicador se puede encontrar en dos o más formas tautómeras diferentes que
poseen distinto color y estructura; una de las formas es un no-electrólito (un
pseudoácido o una pseudobase) y la otra forma un ácido o una base. Los iones del
ácido o base, verdaderas, poseen el mismo color y la misma estructura que la forma
sin disociar. Como ejemplo se toma el caso de la fenolftaleína; transformaciones
similares experimentan todos los demás indicadores del grupo de las ftaleínas.
En estado sólido, o en solución ácida, se encuentra casi totalmente como la lactona
(I) incolora; en solución, está en equilibrio con una concentración muy pequeña del
tautómero quinoideo (II), que es un ácido, pues posee el grupo carboxilo, -COOH, y
al ionizarse, da ion hidrógeno, H+, y el ion del indicador (III).
En el caso de un indicador ácido o, mejor dicho, pseudoácido; de acuerdo con la
nueva teoría (representando el pseudo-ácido por HIn', y el ácido por HIn en la
solución acuosa), coexisten los equilibrios:
HIn' HIn Tautomerización (T)
HIn H In Ionización (I)
Aplicando la ley de acción de masas, se tiene:
T
HInK
HIn' I
H x InK
HIn
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El ion In- tiene el mismo color que el ácido débil HIn. En solución ácida, es decir, en
presencia de un exceso de iones hidrógeno (H+), el indicador se encuentra en casi
totalidad como HIn y HIn'. Ahora bien, estas dos formas tienen colores diferentes, y
HIn tiene el mismo color que In-. Una sustancia se puede emplear como indicador,
cuando la constante del equilibrio de tautomerización es muy pequeña; en tal caso,
prácticamente todo el indicador que está sin ionizar se encuentra como HIn'.
Entonces:
T I
H x In H x InHInK K x K x
HIn' HIn HIn'Ind
constantede disociación
aparente
.
InpH log + pK
HIn'ind
casiinsignific
Se observa que la relación es una pequeña variación de la de Ostwald, tal como se
dijo líneas arriba.
1.4. Clasificación de los indicadores ácido base
Se puede clasificar a los indicadores de acuerdo a su naturaleza, siendo estos:
Indicadores artificiales o sintéticos
Indicadores caseros
Se comenzará por los artificiales, puesto que son los más usados en la
experimentación.
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II. INDICADORES ARTIFICIALES
2.1. Origen e historia
La segunda mitad del siglo XIX, fue el inicio de las grandes síntesis orgánicas, y como
no podía ser menos; también los indicadores ácido base, que habían sido empleados
como productos naturales, iban a ser sintetizados a partir de 1868.
El primero indicador en ser sintetizado fue la fenolftaleína, conseguida por Baeyer
en 1871, condensando el anhídrido del ácido ftálico (ortobencenodicarboxílico) con
fenol. De la fenolftaleína salieron otros muchos indicadores, potenciando los
cambios de absorción al introducir derivados sulfonados y bromados, estudiados por
Lubs y Clark a partir de 1915. Así aparecieron el rojo fenol, el azul de timol, la
timolftaleína, el azul de bromotimol, azul de bromofenol y el cresol entre otros.
Antes, en 1859, el francés Verguin, había obtenido la fuchina, oxidando por
casualidad la anilina con cloruro de estaño (IV), que también fue obtenida por
Hofmann poco después. Este compuesto sería el punto de partida de otros
indicadores con estructura de trifenilmetano, como el violeta de metilo, verde de
metilo, el verde brillante, el verde malaquita, etc., caracterizados por tonalidades
fuertes y brillantes a distintos pH.
Otra ruta de síntesis de indicadores fue de los colorantes azoicos, que dio lugar al
naranja de metilo (propuesto por Lunge en 1878). El segundo indicador ácido-base
de este tipo en ser empleado, fue el rojo Congo, descubierto por Böttiger en 1884.
Después se usarían el rojo de metilo (introducido por Rupp y Loose en 1908),
amarillo de alizarina, etc.
Uso de los indicadores ácido base sintéticos.
Por lo general se suelen emplear en forma de sales sódicas, por ser solubles en agua;
en caso contrario, se disolverían en etanol, lo cual tiene más inconvenientes a la hora
de usarse en la química a la gota, ya que la gota de alcohol tiende a extenderse y
desparramarse contactando antes de tiempo con los diferentes medios.
Muchas veces el color esperado no es el que aparece, pues dado que se trata de
formas en equilibrio, la combinación de colores produce el que se aprecia.
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2.2. Variedades
En el siguiente gráfico se detallan las características de los indicadores más comunes