azul de timol

DETERMINACIÓN
ESPECTROFOTOMÉTRICA DEL
pKa2 DEL AZUL DE TIMOL

Objetivos


GENERAL




Determinar el pKa de un indicador
ácido-base por medidas
espectrofotométricas

ESPECÍFICOS


Aplicar el principio de aditividad de
absorbancias

Introducción
Un indicador ácido-base es una sustancia
orgánica que es un ácido o una base débil, la
cual por ende presenta equilibriosdel siguiente
tipo:
HIn + H2O
In- + H3O+
De donde se define, para dicho equilibrio:

Ka 

a

In 

a

*a
HIn

H

[H  ][In  ]  H  *  In 

*
[HIn ]

HIn

Ambas formas del indicador (la asociada y la
disociada) presentan coloraciones intensas, lo
cual permite definir un viraje de color en
función del pH.

Así, la cuantificación de [HIn] y de [In-] puedehacerse por medio de medidas
espectrofotométricas, realizando primero unas
curvas de calibración para determinar el ε de
ambas sustancias y fijar las 2 longitudes de
onda de trabajo.

Para hacer las curvas de calibración, se debe
asegurar que [HIn] >> [In-], lo cual se logra a
pH relativamente bajo.
Al igual, para la otra curva de calibración, se
debe asegurar que [In-] >> [HIn], lo cual selogra a pH relativamente alto.

Con dichas curvas de calibración se halla el ε
de ambas sustancias a 2 longitudes de onda.

Luego se mide la absorbancia a 2 longitudes
de onda, las longitudes en que se presentan
los picos de absorción de ambas especies (HIn
e In-), de una solución de indicador a pH
conocido, cercano al punto de viraje reportado
en la literatura o determinadoexperimentalmente (así habrá concentraciones
considerables de ambas especies
absorbentes).

Por el principio de aditividad de absorbancias,
se tiene que:
A  A  A   b[HIn ]   b[In  ]
HIn

A

A

@ 1

@ 2

In





HIn

HIn @ 1

b[HIn ]  

HIn @  2

b[HIn ]  

In

In @ 1

b[In  ]

In @  2

b[In  ]

Y se resuelve el sistema 2x2, hallando así[HIn] e [In-], pues se conocen las
absorbancias a 2 longitudes de onda y los ε.

Conociendo [HIn] e [In-], además de saber el
pH de la solución, se puede conocer Ka si se
tiene certeza sobre la fuerza iónica de la
solución, la cual se puede controlar añadiendo
un electrolito concentrado inerte frente al pH,
permitiendo hallar una fuerza iónica y, así, los
coeficientes de actividad de lasespecies
cargadas (H+ e In-) por la ley límite de DebyeHückel.

HO

O

O

O

S
O
Azul de Timol

La disociación de la cual se
planea hallar la constante de
acidez es la del grupo
fenólico (pKa2 = 8,81 [1]),
pues la disociación del grupo
sulfónico se considera fuerte
(pKa1 = 1,65 [1]).
El azul de timol asociado y
sus formas disociadas
presentan absorción intensa
del visibledebido a la alta
conjugación por anillos
aromáticos y quinoideos.

Procedimiento experimental










Preparación de 100,00 mL de soluciones buffer
pH 3,00 (CH3COOH/CH3COO-) y pH 10,00
(NH3/NH4+)
Preparación de 100,00 mL de solución de NaCl
1,25 M
Preparación de soluciones de curva de
calibración
Preparación de muestras problema
Medición de absorbancias

Preparación de 100,00 mL de soluciones buffer
pH 3,00 (CH3COOH/CH3COO-) y pH 10,00
(NH3/NH4+)

Se pesan 0,2394±0,0001 g de
CH3COONa·3H2O, se añaden 5,86±0,05 mL
de CH3COOH (96%p/p, ρ = 1,049). Se lleva
a un volumen de 100,00±0,06 mL con H2O
destilada. pH = 2,89±0,01.
 Se pesan 0,7933±0,0001 g de NH4Cl, se
añaden 6,36±0,05 mL de NH3 (25%p/p, ρ
= 0,91). Se lleva a un volumen de
100,00±0,06mL con H2O destilada. pH =
10,94±0,01.



Preparación de 100,00 mL de solución de NaCl
1,25 M

Se pesan 7,3935±0,0001 g de NaCl. Se
lleva a un volumen de 100,00±0,06 mL con
H2O destilada.
 La concentración analítica experimental del
NaCl es, entonces, 1,2651±0,0008 M.



Preparación de soluciones de curva de
calibración
 Se ponen cantidades exactas de una
solución stock...