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PRÁCTICA ESPECIAL DE ÁCIDOS-BASES
María Cristina Porras Zúñiga^1 (^1) Estudiante de Ingeniería Agrícola y de Biosistemas, marí[email protected], B65495, Universidad de Costa Rica. RESUMEN En la vida del ser humano siempre están presentes los ácidos y las bases, relacionado estrictamente con los valores de pH; es por lo que existen diversos indicadores para determinar su valor. Por un lado, tenemos los indicadores naturales presentes en alimentos como la remolacha y frutos rojos, que por medio de la coloración que torne una sustancia, nos indica el grado de acidez de esta; además, los indicadores sintéticos como el Azul de Bromotimol, Rojo de Metilo y Fenolftaleína que nos dan rangos de viraje para estimar, según el desplazamiento de color que se presente, el grado de acidez y pH de una sustancia. Finalmente, para medir el valor de pH, se puede utilizar el pH metro, un instrumento que nos da un valor cuantitativo y no cualitativo del pH de una sustancia. Por ello, el presente artículo se centrará en identificar sustancias ácido-base por medio del estudio y manipulación del pH metro e indicadores naturales y sintéticos. Obteniendo como resultados principales que el pigmento antocianina es el encargado de darle la coloración a las sustancias por medio de los indicadores naturales; además, las sustancias ácidas tienden a formar colores rojizos, mientras que las básicas se desplazan hacia tonos azules; de igual manera, el indicador Azul de Bromotimol, presenta mayor precisión, que los otros indicadores sintéticos estudiados; sin embargo, utilizar el pH metro es la metodología más precia para medir los valores de pH y el grado de acidez y basicidad de una sustancia.
INTRODUCCIÓN
En la vida cotidiana están presentes tanto las bases como los ácidos, es por lo que su estudio ha sido importante a través de los años, destacando el estudio de 3 científicos importantes. Por un lado, Arhenius, un químico sueco que planta la teoría de la disociación o ionización en agua, definiendo un ácido como “una sustancia que se ioniza y cede protones cuando se disuelve en agua, por ejemplo: HCl + H 2 O → Cl-(aq) + H 3 O+(aq) y, por otro lado, una base como una sustancia que se ioniza y cede iones hidróxido, como: KOH → K+(aq) + OH-(aq)”^1 Sin embargo, se dice que la definición tanto para bases como para ácidos del químico sueco no era la más adecuada para sustancias solubles; es por ello que, Bronsted- Lowry establece la teoría proteica definiendo los ácidos como un donador de protones; por ejemplo: HSO 4 - (aq) + H 2 O ↔ H 3 O+^ y una base como un aceptor de protones, H 2 O ↔ HCO 3 - (aq) + OH-(aq). 1 a pesar de ser más acertada que la teoría de Arhenius, no todas las sustancias mantienen este comportamiento; es por lo que, Lewis, un químico estadounidense, plantea la teoría de trasferencia de electrones, definiendo un ácido como una especie que acepta un par de electrones, como, por ejemplo, cuando HCl se comporta como un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse, y tener un H+^ acepta un par de electrones de H 2 O, formando un enlace covalente: HCl (g) + H 2 O (l) ® H 3 O+ (ac) + Cl–^ (ac) y; por otro lado, una base como una espacie que es capaz de donar un par de electrones, como por ejemplo cuando el NH 3 se comporta como una base en la reacción: NH 3 (g) + H 2 O (l) ® NH 4 + (ac) + OH– (ac) ; debido a que, contiene un átomo de N que es capaz de donar un par de electrones cuando se forma el enlace covalente. 2 Además, tanto los ácidos como las bases se relacionan directamente con el pH, que se define como una medida experimental que se muestra, mediante escalas en rangos del 0 a 14, valores de acidez y basicidad de una sustancia, como se puede observar posteriormente. 3 Figura 1. Escala de pH^3 Como se puede ver en la figura 1, el valor 7 hace referencia a una sustancia neutra; por otro lado, si el valor es de 0 - 7 se dice que es un ácido; sin embargo, por el contrario, un rango de 7-14 indica una sustancia básica. Éstos valores los podemos obtener gracias a indicadores de acidez y basicidad o bien por medio del uso del pHmetro. De igual manera, en los laboratorios se puede utilizar para medir y reconocer el pH por medio de indicadores ácido – base; el cuál, según, Gómez (2010) un indicador ácido-base es aquel que nos da un valor en unidades de pH. Además, se presenta un cambio de color que se debe a un cambio
se puede utilizar una solución con un pH de 4.01 para humedecerlo; por otro lado, un punto muy importante es nunca usar agua destilada, finalmente, mantener una temperatura ambiente entre 15 ºC a 25 ºC durante la práctica y el uso del pH metro. 7 Sin embargo, cuando se trabaja con altas concentraciones, el valor del pH puede sufrir modificaciones, modificaciones que se conocen como error alcalino. Este fenómeno se presenta cuando los electrodos responden a la concentración tanto del ión hidrógeno como de los iones de los metales alcalinos en disoluciones básicas. Sin embargo, cuando la concentración de H+^ es muy baja y la de Na+^ alta, el electrodo responde a los iones Na+^ y iones H+. El electrodo se comporta como si los iones Na+, fueran H+, y así, el pH es menor que el real. Es por lo que, el error alcalino se puede explicar suponiendo un equilibrio de intercambio entre los iones hidrógeno de la superficie del vidrio y los cationes de la disolución. 8 Por otro lado, el error ácido proviene de un fallo en los electrodos de vidrio al presentar un error de signo opuesto al error alcalino. Es decir, en disoluciones con un pH menor que o,5, se da un incremento del pH en esta región y, por lo tanto, el pH indicado en mayor que el pH real de la sustancia, esto se da por que, posiblemente, ya que no se saben a ciencia cierta sus causas, la superficie del vidrio puede contener una saturación de H+, lo que le impide protonarse en otros sitios. 8 Es por lo que, el objetivo de esta práctica es identificar sustancias ácido-base por medio del estudio y manipulación del pH metro e indicadores naturales y sintéticos, con el fin de observar los cambios de coloración y posibles reacciones existentes. PROCEDIMIENTO Y RESULTADOS Cuadro I. Efecto del pH en los Indicadores Naturales Sustancia casera / Indicador natural Indicador de Repollo morado Indicador Arándanos Indicador de moras Indicador té negro Indicador remolacha Vinagre Rosado Amarillo Rojo Naranja Rojo Jugo limón Rosado Rosado Rojo Naranja Rojo Bebida gaseosa Morado Claro Incoloro Rojo claro Naranja Rojo Bicarbonato de sodio Morado oscuro, casi azul No cambio Morado oscuro Café Oscuro Rojo vino Leche magnesia (^) Verde Beige Beige, casi color Barro Café claro Rojo/ blanco Blaqueador ropa (“cloro”) Amarillo Amarillo Amarillo, casi transparente Amarillo Oscuro Amarillo Jabón líquido Incoloro Sin cambio Rojo Naranja Rojo vino oscuro En el apartado Anexos (p.10) se encuentran fotografías del procedimiento realizado con el cuál se completó el cuadro anterior.
Cuadro II. Efecto del pH en los indicadores sintéticos Color con Fenolftaleína Color Rojo de metilo Color con Azul de bromotimol HCl acuoso (^) Sin cambios Rosado Fuerte Amarillo NaOH acuoso Rosado Amarillo Azul Cuadro III. Indicadores sintéticos en alimentos y su pH Valor aproximado de pH Probable color con Fenolftaleína Probable color con Rojo de metilo Probable color con Azul de bromotimol Vinagre (^) 2, 45 Sin cambios Rosado- Rojo Incoloro-Amarillo Jugo limón (^) 2, 34 Sin cambios Rosado – Rojo Amarillo-Naranja Bebida Gaseosa 2, 56 Sin cambios Rojo – Café Café – Café claro Bicarbonato de sodio 6, 66 Sin cambios Amarillo – Crema Incoloro – Celeste Leche magnesia 9, 61 Blanco - Rosado Amarillo Celeste- Azul Blanqueador de ropa “cloro” 11, 66 Sin cambios Amarillo- verde Blanco - Azul Jabón líquido 4, 94 Sin cambios Amarillo Amarillo Cuadro IV. pH de las sustancias determinado con pH metro Sustancia Valor de pH HCl acuoso (^) 6, NaOH acuoso (^) 13, Acetato de amonio (^) 6, Acetato de sodio (^) 8, Ácido bórico 5, Etanol 4, Cuadro V. Clasificación de las sustancias caseras como ácida, básica o neutra. Sustancia Clasificación Vinagre ácida Jugo limón ácida Bebida Gaseosa ácida Bicarbonato de sodio Ácida / neutra Leche magnesia Básica Blanqueador de ropa “cloro” Básica Jabón líquido (^) Ácida
En el caso de sustancias como el NaOH (ac) en su estado acuoso, al tener un pH de 13,56, como se indicó en el cuadro IV, al ser una sustancia clasificada como básica con el efecto del indicador sintético Fenolftaleína, su coloración cambia de incoloro a rosado; sin embargo, la sustancia química HCl (ac), con un pH de 6,58, clasificada como una sustancia ácida, torna de un color incoloro a incoloro; es decir, no presenta ningún cambio. Por otro lado, el indicador Rojo de Metilo, tiene un rango de viraje de 4 a 6,3, donde los pH menores a 4 tienen a tener coloraciones rojizas y las sustancias con pH mayores a 6,3 con tonos amarillentos. Figura VI. Estructura del indicador Rojo de Metilo^11 Con dicho indicador, en el caso de sustancias como el HCl en su estado acuoso, al tener un pH mayor a 6,3, su coloración cambia de incoloro a rosado fuerte; es decir, es una sustancia ácida; sin embargo, la sustancia química NaOH (ac), al ser una sustancia básica, pasa de un tono incoloro a amarillo. Por último, en el caso del indicador sintético azul de bromotimol, con un rango de viraje de 6 a 7,6, donde los pH menores a 6 tienen a tener coloraciones amarillentas y las sustancias con pH mayores a 7,6 con tonos azules. Figura VII. Estructura del indicador Azul de Bromotimol^11 Al incluir el indicador en sustancias ácidas en su estado acuoso como el HCl, su coloración cambia de incoloro a amarillento; empero, la sustancia básica como NaOH, en su estado acuoso, pasa de un tono incoloro a azul, al estar en el rango de viraje de los pH menores a 7,6. Además, es importante resaltar que los indicadores sintéticos cambian la tonalidad de las sustancias debido a las variaciones en la estructura molecular; debido a la reacción ácido-base. Por ejemplo, en el caso del indicador Azul de Bromotimol al pasar a su forma ácida, la cadena hidrocarbonada se abre y presenta orden distinta a la original (Figura VII) al igual que su carga negativa.
Figura VIII. Estructura del indicador Azul de Bromotimol al pasar a su formación ácida. 12 Es decir, dicho indicador, al igual que los otros dos indicadores estudiados, cambian su tonalidad según el medio sea ácido o básico en el que se encuentre. En el caso del Indicador de la figura VIII, si tomamos en cuenta su hibridación, pasa de una hibridación sp^3 a ser sp^2 ; por ende, se puede decir, que existe una mayor configuración electrónico gracias a sus cambios estructurales como se muestra en la figura anterior. En el caso de los laboratorios, el indicador más utilizado es el Azul de Bromotimol; debido a que, comparando los 3 indicadores estudiados, es este el que indica mayor precisión a la hora de determinar si una sustancia es ácida, básica o bien neutra; puesto que, es el indicador que presenta un rango de viraje con una escala de PH cercano a la neutralidad. De igual manera, el pH metro se puede decir que es el instrumento más precio para generar resultados sobre la acidez o basicidad de una sustancia; debido a que nos da un valor cuantitativo y no cualitativo como lo hacen los indicadores sintéticos y naturales. Como podemos apreciar en el Cuadro IV, las sustancias más ácidas son el HCl, el Acetato de amonio, el Ácido Bórico y el Etanol, al tener rangos de pH entre los 4 y 6,5; por otro lado, las sustancias básicas reportadas y comparando con la literatura, son el NaOH y el Acetato de sodio al tener pH mayores a 7. Además, en el caso de las sustancias caseras y el pH reportado en el Cuadro III y como se representa en el Cuadro V, podemos decir que, las sustancias más ácidas son el vinagre, jugo de limón y la bebida gaseosa; sin embargo, las sustancias más básicas son la leche magnesia, el cloro, y el jabón líquido, finalmente, la sustancia del Bicarbonato de Sodio al tener un pH reportado, según la literatura consultada, de 6,66, se puede considerar ácida acercándose mucho al valor y concepto de sustancia neutra. Finalmente comparando la eficiencia de los indicadores sintéticos y los datos obtenidos con el pHmetro, se puede ver el recuadro y los resultados con las sustancias HCl y el NaOH en los Cuadros II y Cuadro IV. Según los indicadores sintéticos, por ejemplo, el indicador del Azul de Bromotimol, el HCl es una sustancia con un pH menor a 6; debido a que tendió a una coloración amarillenta y según la literatura, el rango de viraje para sustancias ácidas utilizando el azul de bromotimol es menor a un pH de 6; por otro lado, el pH que nos indica el pH metro es de 6,58; de igual manera, al agregar Azul de Bromotimol a la sustancia química NaOH tiende a formar colores azules indicándonos que es una sustancia básica con un pH mayor a 7,6; comparando con el dato medido con el pH metro, nos indica que el pH del NaOH es de 13,56; es decir, una sustancia básica. Si comparamos ambos resultados podemos determinar que efectivamente el pH metro nos dará resultados más confiables, al ser un valor exacto y no basado en características físicas de la sustancia; sin embargo, el instrumento del pH metro es muy costoso y requiere muchos cuidados, por lo que el utilizar indicadores sintéticos o bien indicadores naturales es una buena opción para estimar el comportamiento de una sustancia hacia los ácidos o bien hacia una sustancia básica.
ANEXOS
Procedimiento del laboratorio por medio de fotografías. (Fotografías propias del autor)
- Hervir el agua
- Colocar las fuentes de indicador ácido-base en recipientes de vidrio distintos y cubrirlas con el mínimo de agua hirviendo.
- Rotular cada uno de los 7 recipientes con las sustancias caseras a utilizar.
- Divida los indicadores naturales en siete partes.
- Verificar que el extracto del indicador esté listo.
- Incluir el extracto del indicador natural en cada uno de los recipientes.
Escala de Evaluación de
Reportes de Laboratorio
Sección del reporte Criterio Puntaje Resumen (5%) Consta de 5 hasta 10 líneas como máximo. / 2 Reporta los resultados más importantes y la conclusión más significativa. / 3 / 5 Introducción (10%) Explica de manera concisa y adecuada todos los conceptos pedidos en la guía de reporte (respaldados con referencias bibliográficas). / 7 La redacción es articulada (prosa clara, conexión de párrafos y conceptos) / 2 Ortografía / 1 / 10 Procedimiento y resultados (25%) Los datos que se muestran corresponden a obtenidos en los respectivos vídeos o en la experiencias realizadas en la casa. / 8 Los datos se presentan de una manera clara en cuadros, gráficos o figuras según corresponda. / 7 Redacta un título claro y preciso a los cuadros, gráficos y figuras. / 3 Describe en forma textual los resultados y observaciones sin dar una interpretación de los mismos. / 3 Utiliza las unidades y simbología correcta para los datos cuando corresponde. / 2 La información mostrada es clara y precisa / 2 / 25 Discusión (40%) Explica de manera clara, concisa y articulada todos los resultados y observaciones (sin repetir los pasos de los procedimientos). / 12 Explica la información reflejada en gráficos y figuras. / 12 Relaciona e interpreta los expuesto en la literatura con los datos mostrados u obtenidos en los experimentos (respaldo con referencias bibliográficas). / 12 Ortografía. / 4 / 40 Conclusiones (10%) Logra plasmar en al menos 5 oraciones o párrafos pequeños los aspectos más relevantes del experimento. / 5 Las conclusiones reflejan información relacionada con los resultados (no concluir teoría), o con sugerencias o recomendaciones aplicables a los procedimientos del experimento. / 5 / 10 Referencias bibliográficas (10%) Aparecen enlistadas cada una de referencias bibliográficas. / 1 Todas las referencias mencionadas en el reporte aparecen en esta sección. / 1 Emplea el formato ACS en la lista de referencias. / 3 Emplea al menos 5 referencias bibliográficas (no usar wikis, blogs, o sitios web de opinión). Usar libros de texto, artículos científicos o sitios web de reconocimiento científico (ej. Sitios web de universidades nacionales e internacionales) / 5 / 10
Nota obtenida /
Nombre: María Cristina Porras Zúñiga Grupo: # Asistente: Kenneth Puerta Solís
