Indicadores acidobase

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Centro De Ciencias Básicas
Departamento de Química

“Indicadores Ácido-Base”

Profesora: Dr. Iliana Medina Ramírez

Alumnos: Israel Díaz Murguía
Rodolfo Enrique González Rojas.

Semestre: 3° Grupo: A

Materia: Análisis Químicos I Carrera: Lic. AQB.

Fecha de Entrega: 18 de Octubre del 2010.

INDICADORESÁCIDO-BASE

El objetivo de una valoración es adicionar una cantidad de sustancia estequiométricamente exacta a la sustancia con la cual reacciona, condición que se alcanza en el punto de equivalencia. La forma de estimar cuándo se alcanza este punto consiste en observar algún cambio apreciable en la disolución. Un proceso adecuado para seguir el cambio del valor del pH es mediante un pH metro,representar los cambios en una curva de valoración y en el centro de la región vertical de la curva, determinar el punto de equivalencia. Otro procedimiento para localizar el punto de equivalencia es detectar el cambio de color que, en el momento preciso en que aquél se alcanza, se produce en un indicador ácido-base previamente adicionado a la disolución de la sustancia que se pretende valorar. El punto dela valoración en la cual el indicador cambia de color se denomina punto final de la valoración. Como resulta obvio, lo que se necesita es que el punto final del indicador y el punto de equivalencia de la neutralización coincidan lo máximo posible.
Los indicadores ácido-base más comunes son sustancias orgánicas complejas, de carácter ácido o básico débil, cuyas moléculas poseen una red plana deorbitales π fuertemente deslocalizados. Las características principales que debe tener un indicado ácido-base son que debe cambiar su color en función del pH; el cambio debe ser brusco, y la reacción que provoca su cambio de color tiene que verificarse lo más rápidamente posible. El cambio de color debe ser fácilmente perceptible a simple vista y, finalmente, el indicador no debe alterar laspropiedades de la disolución.3

¿CÓMO FUNCIONA UN INDICADOR ÁCIDO-BASE?.

En disolución suficientemente ácida, el indicador se encuentra en su forma protonada, que podemos designar como por HIn; en disolución suficientemente básica se convierte en su forma conjugada In-. Cuando HIn se ioniza, la estructura del indicador cambia, alterándose la estructura del sistema π deslocalizado, y, cuando estosucede, también cambia su color. Por ejemplo el pKa de la fenolftaleína es 9.40. Cuando el pH es menor que 9.40, la forma ácida predomina y la disolución es incolora, mientras que, cuando el pH es mayor que 9.40, la base conjugada es la que domina confiriéndole a la disolución un color rosa-violeta.
Para comprender cómo funcionan los indicadores, consideremos el siguiente equilibrio hipotético,HIn, cuya constante de ionización es Ka=1.0×10-9.

La expresión de su constante de equilibrio es:

Ka= [H+] [In-] / [HIn] o bien Ka/ [H+] = [In-] / [HIn].

Supóngase que este indicador se añade a una disolución ácida cuyo pH es 2.0 ([H+]=1.0×10-2 M); entonces

Ka/ [H+] =1.0×10-9 /1.0×10-2=1.0×10-7=[In-]/[HIn]=1/10 000 000

Se deduce que, puesto que Ka es una constante, cualquier cambiogrande en el pH de una disolución va acompañado de una variación significativa de la relación [In-]/[HIn]. Así, si el pH de la disolución aumenta desde pH=2 hasta pH =7, se obtiene:

[In-] / [HIn] = Ka/ [H+] =1.0×10-9 / 1.0×10-7 =10-2 = 1/100

La forma predominante del indicador sigue siendo HIn, pero, a medida que en el transcurso de la valoración se añade más OH-, [H+] disminuye y elequilibrio se desplaza hacia la derecha, cambiando HIn en In-. En algún momento de la valoración existirá suficiente In- y el viraje (color) será evidente. En el momento en el que [HIn] = [In-] o [HIn]/ [In-] = 1, el indicador se encontrará en el punto medio de cambio de color. En estas condiciones, la ecuación de Herdenson-Hasselbalch:

pH = pKa + log ([HIn]/[In-])

La cual nos permite...
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