Reacciones acido base

SESIÓN PRÁCTICA Reacciones ácido-base: indicadores y valoración ácido-base

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En esta sesión práctica se van a llevar a cabo dos tipos de experiencias que aprovechan las propiedades ácido-base de ciertas sustancias químicas. En primer lugar se analizará la capacidad de los indicadores que, mediante el cambio de color de la disolución, nos proporcionan información sobre el pH de lamisma. En segundo lugar, se llevará a cabo una volumetría ácido-base que nos permite conocer la concentración exacta de una disolución de concentración desconocida. Los ácidos y las bases son reactivos químicos muy comunes y gran parte de su química se desarrolla en medio acuoso. Las reacciones en las que participan estas especies se denominan reacciones ácido-base y su estudio requiere aplicar losprincipios del equilibrio químico a disoluciones. Según la teoría de Arrhenius (1887) los ácidos son sustancias que, en disolución acuosa, se disocian dando iones hidrógeno, H+. En presencia de agua estos iones hidrógeno forman iones hidronio H3O+. Por su parte, las bases son sustancias que, en disolución acuosa, se disocian dando iones hidróxido, OH-. Más tarde, la teoría de Brönsted-Lowry (1923)define que una sustancia se comporta como ácido cuando cede protones y como base cuando acepta protones. El valor de las concentraciones de iones H3O+ y/o iones OH- indica, de forma cuantitativa, el carácter ácido ([H3O+] > 10-7 M) o el carácter básico ([H3O+] < 10-7 M) de una disolución. Como el valor de las concentraciones suele ser pequeño es mejor expresarlo en términos de pH. Así, el pH de unadisolución se define como el logaritmo decimal de la concentración de iones [H3O+] cambiado de signo: pH = -log[H3O+] Por lo tanto, el valor del pH disminuye al aumentar la concentración de iones [H3O+] y viceversa: Disoluciones ácidas: [H3O+] > 10-7 M, pH < 7 Disoluciones neutras: [H3O+] = 10-7 M, pH = 7 Disoluciones básicas: [H3O+] < 10-7 M, pH > 7

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PARTE I: Indicadores. Losindicadores son ácidos o bases débiles cuyas formas ácido-base conjugadas tienen colores diferentes. Si representamos por HIn la forma ácida del indicador, su ecuación de ionización en el agua será:

HIn + H2O Forma ácida

In- + H3O+ Forma alcalina

KIn =

[In-] [H3O+] [HIn]

[HIn] [In-]

=

[H3O+] KIn

Esta ecuación muestra que la relación entre las dos formas del indicador depende delvalor [H3O+]. Según sea esta concentración el equilibrio estará desplazado hacia la derecha o la izquierda y aparece el color típico de la forma ácida HIn o básica In-. Al cambio de color que experimenta el indicador se le llama viraje. Un indicador no vira a un valor concreto de pH, sino que lo hace dentro de un rango de valores de pH de unas dos unidades alrededor del valor de pKIn del indicador.Este rango se conoce con el nombre de intervalo de viraje y es característico de cada indicador. La tabla adjunta (Tabla 3.1) nos muestra una serie de indicadores habituales en el laboratorio, sus intervalos de viraje y los diferentes colores a los que viran. Como trabajo experimental, se va a observar el color de algunos indicadores en medio ácido, básico y neutro. Tabla 3.1
Indicador Violetade metilo Violeta de metilo Naranja de metilo Rojo de metilo Azul de bromotimol Rojo fenol Fenolftaleína Amarillo de alizarina Color de viraje Amarillo a azul Azul a violeta Rojo a amarillo Rojo a amarillo Amarillo a azul Amarillo a rojo Incoloro a rojo Amarillo a rojo Rango de pH de cambio de color 0,1 - 1,5 1,5 - 3,2 3,1 - 4,4 4,2 - 6,3 6,0 - 7,6 6,8 - 8,4 8,2 - 10,0 10,0 -12,0

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Modode operar. Sobre tres tubos de ensayo añadir 2 mL de: ácido clorhídrico diluido en el primero, disolución de amoniaco en el segundo y agua en el tercero. Añadir 2 gotas de disolución de fenolftaleína en cada tubo. Llenar otros tres tubos del modo anterior, adicionando esta vez 2 gotas de disolución de rojo de metilo como indicador. (Para apreciar mejor la tonalidad del color obtenido, observar...