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TABLA DE CONTENIDO
1. CARATULA
2. TABLA DE CONTENIDO
3. FUNDAMENTO TEORICO
4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
5. CONCLUCION
6. CUESTIONARIO
7. BIBLIOGRAFIA















INDICADORES – TITULACIÓN ÁCIDO BASE
FUNDAMENTO TEÓRICO
Indicadores ácido-base
Un indicador es, por lo general, un ácido orgánico o una base orgánica débiles con colores diferentes en sus formasionizadas y no ionizada. Estas dos formas están relacionadas con el pH de la disolución en la que se disuelve el indicador. El punto final de una valoración se alcanza cuando el indicador cambia de color. Sin embargo, no todos los indicadores cambian de color al mismo pH, así que la elección de un indicador para la valoración en particular depende de la naturaleza del ácido y de la base utilizados (esdecir, si son fuertes o débiles). Al elegir el indicador apropiado, el punto final de la valoración se utiliza para determinar el punto de equivalencia, como se verá a continuación.
El indicador se disocia según la ecuación:

Donde InH representa un indicador ácido cualquiera.
Si aumentamos la concentración de iones de , por ejemplo, adicionando una solución ácida, entonces el equilibrio sedesplaza hacia la izquierda y aparece la coloración de la forma molecular InH (viraje en medio acido). Si, por el contrario, disminuye la concentración del adicionando iones OH de una solución alcalina, entonces el equilibrio se desplaza hacia la derecha y presenta la coloración de la forma ionizada In (viraje en medio alcalino).





En el cuadro Nº 1 se alistan los indicadores másconocidos.
INDICADOR
COLOR(MEDIO ACIDO)
RANGO DE pH
COLOR (MEDIO BASICO)
Violeta de metilo
Amarillo
1 - 2.0
Azul
Anaranjado de metilo
Rojo
3 - 4.5
Amarillo
Rojo de metilo
Rojo
4 - 4.5
Amarillo
Azul de bromo timol
Amarillo
6 – 8
Azul
Fenolftaleina
Incoloro
8 – 10
Rojo gocella
Timolftaleina
Incoloro
9.2 – 10.5
Azul
Amarillo dealizarina
Amarillo
10 – 12.1
Rojo
Rojo dealizarina
Amarillo
10 - 12
Violeta

Soluciones normales
La normalidad se mide y se expresa como el número de equivalente gramo de una sustancia por volumen de la solución, expresado en litros, es decir:


P. eq de un ácido= PM ácido / H+
Peq de una base = PM base / OH
Titulación
Es la determinación de la normalidad de una base o de un ácido, por medio de un acido o base de normalidadconocida (solución patrón), respectivamente.
En toda neutralización ácido base, el numero de equivalentes gramo del ácido es igual al número de equivalentes gramo de la base. Luego, es válida la siguiente expresión:


a= ácido
b= base
En consecuencia, si se trata de hallar la concentración de una base haciendo uso de un ácido de concentración (solución patrón), bastara medir los volúmenes delácido y de la base para su neutralización y así obtener:

Para saber que se llegó al punto de neutralización en una titulación es necesario hacer uso de un indicador.
Este método se realiza mediante una bureta que contiene una de las disoluciones y un matraz con la otra disolución, se vierte cuidadosamente el contenido el contenido de la bureta en el matraz hasta la neutralización de dichasolución.
El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza del ácido y/o la base que se neutraliza.
Los indicadores que indican el punto de equivalencia no son igual de útiles para todas las reacciones.
- Reacciones de neutralización entre ácido fuerte (HCl) y base fuerte Na(OH). El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los ioneshidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo, para dar H2O.


El resto de los iones no reaccionan con el agua ya que:
* el Cl – procede de un ácido fuerte (es una base débil frente al agua): no se hidroliza.
* el Na+ procede de una base fuerte (es un ácido muy débil frente al agua): no se hidroliza.
- Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El...