Proyecto 4 Intervalo de Vire

Proyecto 4 Intervalo de Vire Introducción

Intervalo de vire Un indicador de indicador  de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utilizan como indicador de las sustancias químicas que cambian su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácidobase tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1 - 4,4, de color rojo a naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Un ejemplo cotidiano de estos indicadores seria usar indicadores caseros como la disolución resultante de hervir con agua col lombarda (repollo colorado), pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina, y otros(entre los cuales podemos destacar a la col morada y la piel de ciruela, que son usadas por  algunas culturas indígenas). El cambio de color del indicador se denomina viraje, y el intervalo de pH en el que se produce el cambio de color, es lo que se denomina intervalo de viraje. En esta tabla se pueden observar algunos intervalos de viraje.

INDICADOR

COLOR (si es ácido-base)

Intervalo. pH de viraje



Azul de Timol



rojo



amarillo



1’2 – 2’8



Azul de bromofenol



amarillo



azul



3’0 – 4’6



Azol de bromotimol



amarillo



azul



6’0 – 7’6



amarillo



púrpura



8’0 – 9’6



Azul de Timol (2ª etapa)



Naranja de metilo



rojo



amarillo



3’1 – 4’4



Rojo de metilo



rojo



amarillo



4’2 – 6’3



Fenoftaleína



incoloro



rojo



8’3 – 10’0



Tornasol



rojo



azul



6’1 – 7’2

1

Indicadores Químicos Un indicador químico es un compuesto que cambia de color reversiblemente, de acuerdo con el PH de la solución donde está disuelta. El cambio de color de la disolución que contiene el indicador, ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse, es decir, el cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por  la protonación (adición de un protón a un átomo, molécula o ion) o desprotonación de la especie. Visual de cambios en el color, es una guía para conocer el PH de la solución y por  consiguiente la escogencia cuidadosa de los indicadores, permite detectar una gran variedad de puntos finales en titulaciones acido-base.  Algunos tipos de indicadores serían los siguientes: Violeta de Genciana (Metil violeta) Verde de Leucomalaquita (Primera transicion) Verde de Leucomalaquita Segunda transicion)  Azul de Timol (Primera transicion)  Azul de Timol (Segunda transicion)  Amarillo de metilo  Azul de bromofenol Rojo del Congo Naranja de Metilo Verde de Bromocresol

Rojo de Metilo Rojo de Metilo / Verde de Bromocresol  Azolitmina Purpura de Bromocresol  Azul de Bromotimol Rojo Fenol Rojo Neutro Naftolftaleina Rojo Cresol Fenolftaleina Timolftaleina  Amarillo Alizarina R

pH y pOH La concentración de ion hidronio de una solución puede expresarse por medio de una convención llamada la escala de pH que se define como: pH= -log [ H+] pOH= -log [ OH-] Las soluciones neutras tienen pH de 7, las soluciones ácidas pH menor de 7 y las soluciones básicas pH mayor de 7. Escala de pH pH es una medida de la acidez o la alcalinidad. La escala del pH va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución sería neutral. La escala del pH es logarísmica, significando que los valores separando cada unidad no son iguales en la escala por el contrario incrementan de manera proporcional a la distancia a la que se encuentren de la mitad de la escala el punto de equilibrio entre acidez y alcalinidad. 2

El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. Los valores son multiplicados por 10 en cada unidad. Es por eso que el valor del pH de 6 es 10 veces más acídico que un pH con un valor de 7, pero un pH de 5 es 100 veces más acídico que un pH de 7. De otra forma el valor del pH de 8 es 10 veces más alcalino que un pH con un valor de 7, pero un pH de 9 es 100 veces más alcalino que un pH de 7. PH= -log [H⁺] La escala de pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más iones en la disolución) y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (cuando el disolvente es agua). Las fuerzas de ácidos y bases La fuerza de un ácido se refiere a su capacidad de donar protones y la fuerza de una base a su capacidad de aceptar protones. La base conjugada de un ácido fuerte es débil e inversamente, la base conjugada de un ácido débil es fuerte. Las bases muy fuertes NH- 2 y O2- no pueden existir en soluciones acuosas. pK , Pka y pKB pKa es la fuerza que tienen las moléculas de disociarse (es el logaritmo negativo de la constante de disociación ácida de un ácido débil). pKa = -log Ka Una forma conveniente de expresar la relativa fortaleza de un ácido es mediante el valor  de su pKa, que permite ver de una manera sencilla en cambios pequeños de pKa los cambios asociados a variaciones grandes de Ka Valores pequeños de pKa equivalen a valores grandes de Ka (constante de disociación) y, a medida que el pKa decrece, la fortaleza del ácido aumenta. Un ácido será más fuerte cuanto menor es su pKa y en una base ocurre al revés, que es más fuerte cuanto mayor es su pKa. Esas constantes de disociación no son fijas, dependen de otras variables. Por ejemplo, la constante de disociación cambia a temperaturas diferentes. Sin embargo, mantiene su valor a la misma temperatura, ante cambios de la concentración de alguna de las especies o incluso ante la acción de un catalizador. Existen variadas aplicaciones del pH para la vida cotidiana, aquí algunos ejemplos: 

En el cuidado de la piel: El pH de la piel es aproximadamente de 5.5 de media, variando ligeramente de una zona a otra del cuerpo. Este valor es posible mantenerlo gracias al sudor y 3







sebo que se mezclan en la superficie corporal dando este pH, Por una parte debemos recordar que para el buen estado de la piel y el cabello es muy importante mantenerlo sin producir grandes variaciones. El uso indiscriminado de productos que lo transforman en alcalino supone favorecer la penetración en la piel de microorganismos y por lo tanto la aparición de enrojecimientos y afecciones diversas. Importancia del pH para los cultivos: el pH puede afectar la disponibilidad de los nutrientes: para que el aparato radical pueda absorber los distintos nutrientes, éstos obviamente deben estar disueltos. Valores extremos de pH pueden provocar la precipitación de ciertos nutrientes con lo que permanecen en forma no disponible para las plantas. Importancia del pH en la sangre: La función más importante del pH en la sangre es que la actividad enzimática solo se da adecuadamente en determinados pH, y la actividad enzimática interviene en absolutamente todos los procesos metabólicos, la sangre actúa como una solución tapón, es decir auto regula el impacto de sustancias que pueden alterar el pH, aun así según las concentraciones de las sustancias que entran al organismo, el pH puede verse alterado. La importancia del pH en el agua Cabe añadir que la diferencia entre un agua alcalina y un agua ácida se define mediante un marcador convencionalmente utilizado: el pH (que significa potencial de hidrogeniones). La química ácida y alcalina del cuerpo refiere al pH, o al hidrógeno potencial, balance dentro del cuerpo. Si tenemos el equilibrio óptimo de ácido/alcalino, tenemos balance de la química de la sangre y homeostasis.

Teoría electrolítica de Arrhenius “La disolución de sal en agua posee una característica particular: conduce la corriente

eléctrica (disolución de azúcar no conduce la corriente eléctrica porque no genera partículas con carga eléctrica). Al disolverse los cristales de sal que tienen forma cúbica, producen partículas diminutas con carga eléctrica (iones) positivas como el sodio y negativas como el cloro. Estas partículas se distribuyen entre las moléculas de agua y debido a que son incoloras en disolución acuosa como la sal común y el azúcar, no se perciben a simple vista y se asemejan al agua natural. En cuanto al agua destilada, esta no contiene sales disueltas (es químicamente pura) lo que tampoco conduce la corriente eléctrica”.    



La teoría de Arrhenius se puede resumir como sigue: Las disoluciones de electrólitos contienen iones. Los electrólitos se separan o disocian en iones cuando se colocan en agua. Los iones son responsables de la conducción de la corriente eléctrica (flujo de electrones) a través de una disolución electrolítica. La conductividad de una disolución electrolítica depende del grado de concentración de los iones del electrólito que hay en dicha disolución.

4

Las disoluciones de electrólitos son malas conductoras de corriente eléctrica, comparadas con los conductores metálicos (sólidos) como oro (Au), plata (Ag) y cobre (Cu). Según la teoría de Arrhenius, un ácido es una sustancia que cuando se coloca en agua pura incrementa la concentración de iones hidronio H3O+ , H+ (aq) = H3O+ ; una base es una sustancia que incrementará la concentración de iones OH- en el agua. Los ácidos tiene muchas propiedades en común, los ácidos poseen un sabor agrio y reaccionarán con bases para formar una sal y agua, algunos ácidos comunes son:HCL(ac), H2SO4(ac) , HNO3(ac) y CH3CO2(ac). Las bases o álcalis tienen sabor amargo y se sienten resbalosas al tacto; reaccionan con los ácidos para formar sal y agua, dan colores característicos a ciertos compuestos orgánicos, algunas bases comunes son: NaOH, KOH, NH4OH, NH3 y Ca(OH)2 Teoría de Bronce y Lowry Thomas Martin Lowry y J.N Bronsted propusieron independientemente una definición general de ácido y base. Un ácido se define como una sustancia que puede ceder  protones y una base como una sustancia que puede aceptar protones. Establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones, hidrogeno) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aun se contempla la presencia de hidrogeno en el ácido, pero ya no necesita un medio acuoso.  Ácido (1) + Base (2)  Ácido (2) + Base (1) Se produce al transferir un protón, el Ácido (1) a la Base (2).Al perder el proton, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el proton la Base (2) se convierte en su Acido conjugado, Ácido (2). HCl + H₂O  H₃O⁺ + Cl¯   Ácido (1) Base (2)  A. fuerte B. débil Teoría ácido-base Lewis Propuso que no todas la reacciones ácido-base implican transferencia de protones, pero sin embargo forman siempre un enlace covalente dativo. Según la teoría de Lewis un H ⁺, invariablemente, será un ácido, y un ion OH¯, siempre será una base; pero las definiciones de Lewis amplían el modelo ácido-base, por lo que tienen gran importancia en la química orgánica ya que el concepto de Lewis además identifica como ácidos ciertas sustancias que no contienen H ⁺ y que tienen la misma función que los ácidos comunes que contienen hidrogeno. Teoría ácido-base duros y blandos Esta teoría también conocida como teoría ABDB, concepto ácido- base de Pearson asigna los términos “duro” o “blando” y “ácido” o “base” a las especies químicas. Se aplica

el termino duro a aquellas especies que son pequeñas, tienen estado de oxidación o carga alta y son débilmente polarizables. Se aplica el termino blando a aquellas especies 5

que son grandes, tiene estado de oxidación o carga pequeña y son fuertemente polarizables. Problema 4

Determinar cualitativamente el intervalo de vire de indicadores ácido-base en la escala de PH. Objetivo General Establecer experimentalmente la escala de PH con disoluciones de naturaleza ácido-base fuerte y determinar el intervalo de vire en algunos indicadores ácido-baseObjetivos Particulares  



 



Conocer las diferentes teorías ácido-base, y sus características generales. Establecer el comportamiento de las sustancias de naturaleza ácido-base a partir  de la teoría electrolítica de Arrhenius Establecer la clasificación de comportamiento acido-base de los electrolitos en función de su ionización y los factores que lo caracterizan Establecer el concepto de pH Establecer teóricamente la escala de pH, sus zonas de predominio y las ecuacionesquímicas que caracterizan cada zona tomando en cuenta el equilibrio el equilibrio de ionización de agua Preparar disoluciones concentradas (stock) de ácidos y ases a partir de reactivos analíticos tomando en cuenta las propiedades características de estos

El fenómeno será el Intervalo de vire y como sujeto de estudio los indicadores ácido-base. Variables experimentales

Variable Dependiente: Concentración H ⁺ Variable Independiente: Escala de pH Hipótesis

La escala de pH está en función de iones H ⁺ pH= f(H⁺) Método

El sujeto de estudio son los indicadores ácido-base.

6

Materiales: Vaso de precipitado de 50mL 1 gradilla  Agitadores de vidrio

Piseta

Balanza granataria

Propipeta

2 matraces volumétricos de 50mL Espátula

3 pipetas graduadas de 10mL 3 pipetas volumétricas de 5mL

30 tubos de ensaye 20 frascos de vidrio

Tabla 1 Formula

Volumen V(mL)

Concentración C(M)

Masa molar  MM(g)

Ensayo E(%m/m)

Densidad (m/V)

Masa Teórica R.A (g)

HCl NaOH

50 50

1.0 1.0

36.47 40

36.5 98

1.19 x

x 2.040

Disolución Reactivo  Analítico DRA(mL) 4.19 x

Procedimientos experimentales

 Actividades para realizar los cálculos químicos para preparar 50mL de:  Ácido clorhídrico Hidróxido de sodio  A 1.0 M (stock) x g RA NaOH= 50mL dis NaOH



 

   

x mL DRA HCl=100mL dis HCl  I)



= 2.040g R.A NaOH

    

= 4.19mL HCl DRA

 

Preparación de disoluciones stock 1M

-Pesar un vaso de precipitados en la balanza analítica y despreciar su valor, después pesar 2.040 g R.A de NaOH, agregar agua y agitar, trasvasar a un matraz volumétrico de 50mL, enjugar el vaso de precipitados para no desperdiciar reactivo, llenar con agua y homogenizar la mezcla, llenar hasta la línea de aforo del matraz volumétrico.Guardar en un frasco etiquetado la disolución. -En la campana de extracción se trasvasa el reactivo de HCl a un vaso de precipitados con ayuda de un agitador, se mide la cantidad de reactivo que son 4.19mL y se ponen en el matraz volumétrico de 50mL que tenía una cama de agua, se llena con un poco más de agua, se homogeniza y se llena hasta la línea de aforo.Guardar en un frasco etiquetado la disolución. 7

II)

Actividades para realizar diluciones a partir de una stock

HCl: a.1) Preparar 50mL de disolución 0.1M de HCl a partir de una 1 M x mL HCl1.0 M=50mL dis HCl

  



= 5mL HCl1M

b.1) Preparar 50mL de disolución 0.01M de HCl a partir de una 0.1M x mL HCl0.1 M=50mL dis HCl

   

= 5mL HCl0.1M

c.1) Preparar 50mL de disolución 0.001M de HCl a partir de una 0.01M x mL HCl0.01 M=50mL dis HCl

 

= 5mL HCl0.01M

 

d.1) Preparar 50mL de disolución 0.0001M de HCl a partir de una 0.001M x mL HCl0.001 M=50mL dis HCl

  



= 5mL HCl 0.001M

e.1) Preparar 50mL de disolución 0.00001M de HCl a partir de una 0.0001M x mL HCl0.0001 M=50mL dis HCl

  



= 5mL HCl0.0001M

f.1) Preparar 50mL de disolución 0.000001M de HCl a partir de una 0.00001M x mL HCl0.00001 M=50mL dis HCl









= 5mL HCl0.00001M

NaOH: a.2) Preparar 50mL de disolución 0.1M de NaOH a partir de una 1 M x mL NaOH1.0 M=50mL dis NaOH

   

= 5mL NaOH1M

b.2) Preparar 50mL de disolución 0.01M de NaOH a partir de una 0.1M x mL NaOH0.1 M=50mL dis NaOH

   

= 5mL NaOH0.1M

c.2) Preparar 50mL de disolución 0.001M de NaOH l a partir de una 0.01M x mL NaOH0.01 M=50mL dis NaOH

 

= 5mL NaOH0.01M

 

d.2) Preparar 50mL de disolución 0.0001M de HCl a partir de una 0.001M

8

 

x mL NaOH0.001 M=50mL dis NaOH

 

= 5mL NaOH0.001M

e.2) Preparar 50mL de disolución 0.00001M de NaOH a partir de una 0.0001M x mL NaOH 0.0001 M=50mL dis NaOH

  



= 5mL NaOH0.0001M

f.2) Preparar 50mL de disolución 0.000001M de NaOH a partir de una 0.00001M x mL NaOH 0.00001 M=50mL dis NaOH

III)









= 5mL NaOH0.00001M

Preparación de diluciones a partir de una stock 1.0M

-A partir de la disolución stock antes preparada de HCl 1.0M, vaciar cierta cantidad de la disolución en un vaso de precipitados, del vaso tomar con la pipeta volumétrica de 5mL, los 5 mL de HCl 1.0M y ponerlos en un matraz volumétrico de 50mL agregar agua, homogenizar, y llenar hasta el aforo.Trasvasar a un frasco y etiquetar con la concentración 0.1M -A partir de la disolución stock antes preparada de HCl 0.1M, vaciar cierta cantidad de la disolución en un vaso de precipitados, del vaso tomar con la pipeta volumétrica de 5mL, los 5 mL de HCl 0.1M y ponerlos en un matraz volumétrico de 50mL agregar agua, homogenizar, y llenar hasta el aforo.Trasvasar a un frasco y etiquetar con la concentración 0.01M -A partir de la disolución stock antes preparada de HCl 0.01M, vaciar cierta cantidad de la disolución en un vaso de precipitados, del vaso tomar con la pipeta volumétrica de 5mL, los 5 mL de HCl 0.01M y ponerlos en un matraz volumétrico de 50mL agregar agua, homogenizar, y llenar hasta el aforo.Trasvasar a un frasco y etiquetar con la concentración 0.001M -A partir de la disolución stock antes preparada de HCl 0.001M, vaciar cierta cantidad de la disolución en un vaso de precipitados, del vaso tomar con la pipeta volumétrica de 5mL, los 5 mL de HCl 0.001M y ponerlos en un matraz volumétrico de 50mL agregar agua, homogenizar, y llenar hasta el aforo.Trasvasar a un frasco y etiquetar con la concentración 0.0001M -A partir de la disolución stock antes preparada de HCl 0.0001M, vaciar cierta cantidad de la disolución en un vaso de precipitados, del vaso tomar con la pipeta volumétrica de 5mL, los 5 mL de HCl 0.0001M y ponerlos en un matraz volumétrico de 50mL agregar agua, homogenizar, y llenar hasta el aforo.Trasvasar a un frasco y etiquetar con la concentración 0.00001M -A partir de la disolución stock antes preparada de HCl 0.00001M, vaciar cierta cantidad de la disolución en un vaso de precipitados, del vaso tomar con la pipeta volumétrica de 5mL, los 5 mL de HCl 0.00001M y ponerlos en un matraz volumétrico de 50mL agregar  agua, homogenizar, y llenar hasta el aforo.Trasvasar a un frasco y etiquetar con la concentración 0.000001M

9

-A partir de la disolución stock antes preparada de NaOH 1.0M, vaciar cierta cantidad de la disolución en un vaso de precipitados, del vaso tomar con la pipeta volumétrica de 5mL, los 5 mL de NaOH 1.0M y ponerlos en un matraz volumétrico de 50mL agregar agua, homogenizar, y llenar hasta el aforo.Trasvasar a un frasco y etiquetar con la concentración 0.1M -A partir de la disolución stock antes preparada de NaOH 0.1M, vaciar cierta cantidad de la disolución en un vaso de precipitados, del vaso tomar con la pipeta volumétrica de 5mL, los 5 mL de NaOH 0.1M y ponerlos en un matraz volumétrico de 50mL agregar agua, homogenizar, y llenar hasta el aforo.Trasvasar a un frasco y etiquetar con la concentración 0.01M -A partir de la disolución stock antes preparada de NaOH 0.01M, vaciar cierta cantidad de la disolución en un vaso de precipitados, del vaso tomar con la pipeta volumétrica de 5mL, los 5 mL de NaOH 0.01M y ponerlos en un matraz volumétrico de 50mL agregar agua, homogenizar, y llenar hasta el aforo.Trasvasar a un frasco y etiquetar con la concentración 0.001M -A partir de la disolución stock antes preparada de NaOH 0.001M, vaciar cierta cantidad de la disolución en un vaso de precipitados, del vaso tomar con la pipeta volumétrica de 5mL, los 5 mL de NaOH 0.001M y ponerlos en un matraz volumétrico de 50mL agregar  agua, homogenizar, y llenar hasta el aforo.Trasvasar a un frasco y etiquetar con la concentración 0.0001M -A partir de la disolución stock antes preparada de NaOH 0.0001M, vaciar cierta cantidad de la disolución en un vaso de precipitados, del vaso tomar con la pipeta volumétrica de 5mL, los 5 mL de NaOH 0.0001M y ponerlos en un matraz volumétrico de 50mL agregar  agua, homogenizar, y llenar hasta el aforo.Trasvasar a un frasco y etiquetar con la concentración 0.00001M -A partir de la disolución stock antes preparada de NaOH 0.00001M, vaciar cierta cantidad de la disolución en un vaso de precipitados, del vaso tomar con la pipeta volumétrica de 5mL, los 5 mL de HCl 0.00001M y ponerlos en un matraz volumétrico de 50mL agregar  agua, homogenizar, y llenar hasta el aforo.Trasvasar a un frasco y etiquetar con la concentración 0.000001M IV)

Experimentación

-En la gradilla colocar 15 tubos de ensayo, etiquetarlos con los números del 0 al 15, en el tubo marcado con el “0” agregar 3mL de la disolución stock 1.0M con ayuda de la pipeta.

-En el tubo marcado con el “1” agregar 3mL de la dilución HCl 0 .1M con ayuda de la pipeta graduada. -En el tubo marcado con el “2” agregar 3mL de la dilución HCl 0.01M con ayuda de la pipeta graduada. -En el tubo marcado con el “3” agregar 3mL de la dilución HCl 0.001M con ayuda de la pipeta graduada.

10

-En el tubo marcado con el “4” agregar 3mL de la dilución HCl 0.0001M con ayuda de la pipeta graduada. -En el tubo marcado con el “5” agregar 3mL de la dilución HCl 0.00001M con ayuda de la pipeta graduada. -En el tubo marcado con el “6” agregar 3mL de la dilución HCl 0.000001M con ayuda de la pipeta graduada. -En el tubo marco con el “7” agregar 3mL de agua con ayuda de la pipeta graduada -En el tubo marcado con el “8” agregar 3mL de la dilución NaOH 0.000001M con ayuda de la pipeta graduada. -En el tubo marcado con el “9” agregar 3mL de la dilución NaOH 0.00001M con ayuda de la pipeta graduada. -En el tubo marcado con el “10” agregar 3mL de la dilución NaOH 0.0001M con ayuda de la pipeta graduada. -En el tubo marcado con el “11” agregar 3mL de la dilución NaOH 0.001M con ayuda de la pipeta graduada. -En el tubo marcado con el “12” agregar 3mL de la dilución NaOH 0.01M con ayuda de la pipeta graduada. -En el tubo marcado con el “13” agregar 3mL de la dilución NaOH 0.1M con ayuda de la pipeta graduada. -En el tubo marcado con el “14” agregar 3mL de la dilución NaOH 1.0M con ayuda de la pipeta graduada.  Agregar una gota de Azul de timol a cada tubo, observar. -Con otros 15 tubos etiquetados del 0 al 14 repetir el procedimiento de agregar 3mL de diferentes concentraciones de las diluciones a los tubos.  Agregar una gota de Fenolftaleína a cada tubo, observar. -Con otros 15 tubos etiquetados del 0 al 14 repetir el procedimiento de agregar de 3mL de diferentes concentraciones de las diluciones a los tubos.  Agregar una gota de Rojo de Timol a cada tubo, observar. -Con otros 15 tubos etiquetados del 0 al 14 repetir el procedimiento de agregar de 3mL de diferentes concentraciones de las diluciones a los tubos.  Agregar una gota de Naranja de metilo a cada tubo, observar.

11

Tablas de Resultados

HA

H+ + A-

H2O

H+ + OH-

BOH

B+ + OH-

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

0 1 2 3 4 5 6 7

Sustancia HCl HCl HCl HCl HCl HCl HCl H2O

8 9 10 11 12 13 14

NaOH NaOH NaOH NaOH NaOH NaOH NaOH

1 0.1 0.01 0.001 0.0001 0.00001 0.000001 0.000000 1 0.000001 0.00001 0.0001 0.001 0.01 0.1 1

Fenolftaleína

Azul de Timol

Incoloro Incoloro Incoloro Incoloro Incoloro Incoloro Incoloro Incoloro Incoloro Rosa Violeta Rosa Violeta Rosa Violeta Rojo Violeta Rojo Violeta Rojo Violeta

Rojo Rojo Anaranjado Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Purpura Azul Azul Azul Azul Azul

1x100 1x10-1 1x10-2 1x10-3 1x10-4 1x10-5 1x10-6 1x10-7

pH 0 1 2 3 4 5 6 7

pOH X X X X X X X 7

1x10-6 1x10-5 1x10-4 1x10-3 1x10-2 1x10-1 1x100

X X X X X X X

6 5 4 3 2 1 0

Anaranjado de Metilo Rojo Rojo Rojo Rojo Anaranjado Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo

Zona

Neutra

pH 0 1 2 3 4 5 6 7

B A S I C A

8 9 10 11 12 13 14

A C I D A

Rojo de Fenol Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo Anaranjado Rojo Rojo Rojo Rojo Rojo

12

GRAFICAS DE LOS INTERVALOS DE VIRAJE Rojo de Fenol

8 a 10 0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10 11 12 13 14

Naranja de metilo

3a5 0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10 11 12 13 14

Fenolftaleína 8 a 10

0

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Azul de timol 1 a 3 y 8 a 10

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Análisis y Discusión

Se estudió cualitativamente el intervalo de vire de indicadores ácido-base en la escala de pH, en donde el tema general es la escala de pH y el tema en específico es el intervalo de vire de indicadores ácido-base en la escala de pH. Las variables experimentales identificadas en este fenómeno fueron: la escala de pH como variable dependiente y la concentración de iones H como variable Independiente. ⁺

La hipótesis es de tipo cualitativa ya que sugiere que la escala de pH está en función de la concentración iones H , por lo cual al modificar la cantidad de concentración iones H demostramos cualitativamente la escala de pH. ⁺

⁺

 A partir de los indicadores ácido-base (fenolftaleína, azul de timol, rojo de fenol, naranja de metilo) se encontró el intervalo de viraje, la cual ayuda a determinar la escala de pH para así poder diferenciar los ácidos de las bases, ya que al modificar la concentración de iones H en ciertos puntos, los indicadores reaccionan dando diferentes coloraciones. ⁺

Se encontraron que los intervalos de vire de los siguientes indicadores, fueron: fenolftaleína de 8 a 10 con un pH de 9.3±1 ; azul de timol de 1 a 3 y de 8 a 10 con un pH de 1.6±1 y otro de 8.9±1 ; anaranjado de metilo de 3 a 5 con un pH de 3.5±1 ; rojo de fenol de 7 a 10 y de 8 a 9 con un pH de 7.8±1 y otro de 8.0±1. Finalmente se entiende que el intervalo de vire determina los parámetros de acidez y basicidad de una sustancia. Conclusiones

 A partir de los resultados obtenidos de manera cualitativa se deduce que la hipótesis se acepta, ya que la escala de pH está determinada por la cantidad iones H en cada disolución por lo que se cumples los objetivos establecidos . ⁺

Referencias 1)Andrews, Donald H. “Química Fundamental”. Ed. LIMUSA . México DF. 1982. 2) Ayres, Gilbert, H. “Analisisquimico cualitativo”, 2° Ed., Madrid, Ediciones del

Castillo, S.A. Maldonado 55,1970. 3) Benson“Cálculos Químicos”. Ed. LIMUSA . México DF. 1965. 4)Brody, James E. “Química Básica Principios y Estructura”. Ed. LIMUSA. México

DF. 1994. 5) Brown, Theodore L “Quimica la Ciencia Central” Ed Prentice Hall

Hispanoamericana SA 1998 14

6) Chang, R “Quimica” Ed. Mc Graw Hill. México 1992

7)Mendez, Carlos A., “Metodologia”. Guía para elaborar diseños de investigación. Bogóta. McGraw Hill. 1995. 8)Moreno Esparza Rafael “Química G eneral” Edit. UNAM, México 9) Peña Arroyo “Bioquímica ” Editorial limusa 2004 10) Rosenberg, Lawrence M. Epstein, Peter J. Krieger “Química” Mc Graw Hill México D.f 

2009

11) Sienko M. y Plane D. Química Teórica y Descriptiva. Editorial Aguilar. 1973 12) Whitten K. Gailey R. y Davis R. Química General. Editorial Mc Graw Hill. México. 1992

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