Estudio de los equilibrios ácido- base






OBJETIVO
Identificar el comportamiento ácido- base de diferentes disoluciones a través del vire de distintos indicadores.
Comparar el comportamiento ácido- base con el valor del pH medido experimentalmente y con el valor obtenido teóricamente.

TABLA DE DATOS CRUDOS











OBJETIVOS

Identificar el comportamiento ácido- base de diferentes disoluciones a través dela observación del vire de distintos indicadores.
Emplear el potenciómetro para medir el pH de diferentes disoluciones y de esta manera comparar el carácter ácido- base con respecto a la coloración de los distintos indicadores.
Comparar el pH obtenido experimentalmente con respecto al calculado teóricamente.












TABLA DE DATOS CRUDOS

Tabla 1.1. Comportamiento de losindicadores (indicador natural)

DISOLUCION DE
pH
INDICADOR NATURAL (COL MORADA)
HCl 0.1 M
1.29
Rosa brillante
Tartrato acido saturado
3.49
Rosa
Biftalato 0.05 M
3.97
Rosa
Acetatos 0.1 M
5.46
Lila
Urotropina 0.1 M
6.18
Lila
Fosfatos 0.1 M
7.71
Azul
Bicarbonato 0.1 M
12.42
Verde
Tetraborato 0.05 M
9.85
Café
NaOH 0.1 M
13.92
Amarillo


CÁLCULOS

HCl (Ácido fuerte)
Seaplica la fórmula para calcular el pH de un ácido fuerte:
pH= -log Co pH= -log (0.1) = 1
Tartráto ácido sat. (Anfolito)




Como es un anfolito se aplica la fórmula:




Biftalato 0.05m ( Anfolito)
Como es un anfolito se aplica la fórmula:
4.2

Acetatos 0.1 M (Buffer)
CH3COOH + CH3COOHNa
Como es un Buffer se aplica la fórmula

Como seconoce pKa y el pH se obtiene:
se simplifica y se obtiene:
Y aplicando el antilogaritmo:
Posteriormente se realiza un sistema de ecuaciones con |HA| + |A-|= 0.1 …….. (1)
|HA| = |A-| …………..(2)
De (1) |HA|= 1- |A-|
( 1-|A-|) 100.25 =|A-|
10-0.2 -|A-|100.25= |A-|
10-0.2 =|A-|100.25+|A-| 100.25 =|A-| ( 1+ 100.25 )
De aquí se obtiene: |A-|= = 0.64 M|HA|=1-0.64= 0.36 M
Sustituyendo nos queda que CH3COO- = 0. 64 M
CH3OOH= 0.36 M
Urotropina 0.1 M (Base débil)
Primero se realiza el producto de Ka * Co para obtener la fuerza de la base:
( 7.41x10-6 )*(0.1)= 7.41x10-7 Como el producto es mayor a 10-13 es una base débil. Por lo tanto se aplica la fórmula:
pH= 7 + ½ pka + ½ log Co pH= 7+ ½ (5.13) + ½ log (0.1)= 9.1Fosfatos 0.1 M (Buffer)

HPO42- + H2PO4






Como es un Buffer se aplica la fórmula

Como se conoce pKa y el pH se obtiene:
se simplifica y se obtiene:
Y aplicando el antilogaritmo:
Posteriormente se realiza un sistema de ecuaciones con |HA| + |A-|= 0.1 …….. (1)
|HA| = |A-| …………..(2)
De (1) |HA|= 1- |A-|
( 1-|A-|) 10-0.2 =|A-|
10-0.2 -|A-|10-0.2= |A-|10-0.2 =|A-|10-0.2+|A-| 10-0.2 =|A-| ( 1+ 10-0.2 )
De aquí se obtiene: |A-|= = 0.39 M
|HA|=1-0.39= 0.61 M
Sustituyendo nos queda que H2PO42-= 0.61 M
HPO4- = 0.39 M



Bicarbonato 0.1 M (anfolito)
HC03-/ H2CO3




Como es un anfolito se aplica la fórmula de

NaOH 0.1 M (Base fuerte)
Como es una base fuerte se aplica la fórmula:
pH= 14 + log CopH= 14 + log (0.1) = 13

RESULTADOS
Tabla 1.2. Comportamiento de los indicadores





Tabla 1.3. 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

1.29- 12.42


Anaranjado de metilo
3.49- 5.46
3.4
3.1- 4.4
Natural
(col morada)
1.29- 13.92Fenolftaleína

7.71- 9.85
9.1
8.0- 9.6







Tabla 1.4. Comparación de los valores de pH obtenidos teórica y experimentalmente








*En la literatura no se encontró ningún dato de pKa del tetraborato.



ANÁLISIS
En esta práctica se analizó el comportamiento de distintos indicadores (indicador natural, indicador universal, fenolftaleína y anaranjado de metilo), en...