Detección del punto final en valoraciones ácido‑base con electrodo de pH e indicadores
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Detección del punto final en valoraciones ácido‑base
Con electrodo de pH.
El potencial medido es directamente proporcional al pH, de modo que las valoraciones pueden hacerse de forma automática con un valorador automático (autotitulador). Se vierte poco a poco el valorante a la vez que se va midiendo el pH con unos electrodos sumergidos en el vaso del analito, que se ha situado sobre el agitador magnético. El instrumento, tras cada adición, espera a que el pH se estabilice para proceder a la siguiente. El punto final se calcula automáticamente, hallando el punto de máxima pendiente de la curva de valoración.
Con indicadores ácido‑base
Muchos compuestos presentan una coloración que depende del pH de la disolución en la que se hallen disueltos. Algunas de estas sustancias se utilizan como indicadores ácido‑base.
Definición
Un indicador ácido‑base es un ácido o una base de carácter orgánico y débil, cuya forma disociada tiene un color distinto al de su ácido o base conjugado. La mayoría de los indicadores ácido‑base presentan estructuras moleculares complejas.
Características y concentración
Se trata de sustancias intensamente coloreadas, de tal forma que con concentraciones del orden de 10-4–10-5 es posible apreciar fácilmente el cambio de color. Esto supone que el gasto de valorante por parte del indicador es despreciable frente al analito; de hecho, nunca se añaden más de unas pocas gotas de disolución diluida del indicador. Una gran cantidad de indicador supondría un error en la valoración, pues el consumo de valorante sería apreciable.
Comportamiento del indicador
Indicador ácido (formulación general):
HIn + H2O ⇌ In- + H3O+
Indicador básico (formulación general):
In- + H2O ⇌ HIn + OH-
Intervalo de viraje
El intervalo de viraje de un indicador ácido (por ejemplo) depende de la concentración de iones hidronio, pues ésta determina la proporción entre el ácido y la base conjugada, lo que a su vez determina el color de la disolución.
Ec. 1 [H3O+] = Ka · [HIn] / [In-]
El ojo humano aprecia notablemente el cambio de color de HIn a In- si la concentración de uno supera en 10 veces a la del otro. Por tanto, el cambio de color que detectamos ocurre dentro de un intervalo limitado de relaciones de concentración (aproximadamente entre 10 y 0,1). Un indicador muestra su color ácido puro cuando [HIn]/[In-] ≥ 10; y su color básico puro si [HIn]/[In-] ≤ 0,1. Cuando ocurre esto, el color será intermedio entre los dos colores puros. Por supuesto, estos valores varían mucho de un indicador a otro y de una persona a otra, debido a la capacidad individual para distinguir colores.
Al sustituir las dos relaciones de concentración en la Ec. 1, es posible establecer el intervalo de concentraciones de protones necesario para que cambie el color y obtener el intervalo de viraje o el intervalo de pH del indicador:
Intervalo de pH para un indicador tipo ácido = pKa ± 1
Intervalo de pOH para un indicador tipo básico = pKb ± 1
Como hemos dicho anteriormente, aunque el intervalo de viraje teórico de un indicador es de 2 unidades de pH, en la práctica los intervalos varían de 1,1 a 2,2 unidades. Para elegir el indicador adecuado en una determinada valoración se escoge aquel cuyo intervalo de viraje coincida lo mejor posible con el salto de la curva de valoración.
Ejemplos
- Ácido → Rojo de metilo 4–6 (rojo → amarillo)
- Neutro → Azul de bromotimol 6–7,6 (amarillo → azul)
- Base → Fenolftaleína 8,2–9,6 (incoloro → rosa)