PRACTICA No.
DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
DEL INDICADOR (Kind) ROJO DE METILO
APLICACIÓN DEL ANÁLISIS FOTOMÉTRICO
INTRODUCCIÓN
La mayoría de las reacciones químicas no se llevan a cabo completamente, sino más bien,
se encuentran en equilibrio químico, la reacción se da de reactivos a productos y de
productos a reactivos, es decir, las reacciones son reversibles.
Para una reacción general:
aA + bB
cC + dD
La expresión de la constante de equilibrio será:
𝑲𝒆𝒒 =
[𝑪]𝒄 [𝑫]𝒅
[𝑨]𝒂 [𝑩]𝒃
Generalmente se utilizan los valores de las diferentes Keq (Ka, Kb, Kps), pero generalmente
no se determinan los valores de Keq en el laboratorio, debido a que el cálculo de las
concentraciones en el equilibrio no es fácil de cuantificar. Al trabajar con especies coloridas
y aplicar la ley de Lambert–Beer, este impedimento queda superado (Skoog et al., 2007)
Constante de un Indicador
Un indicador ácido-base es un compuesto orgánico que puede ser un ácido o una base débil,
cuyas formas protonada y no protonada tienen diferentes colores. Por ejemplo para el rojo
de metilo, su forma protonada o ácida (pH < 4.4) es roja y la no protonada o básica (pH >
6.2) es amarilla; a valores de pH intermedios se observará una solución anaranjada.
Por lo que la reacción sería:
HIn
roja
+ H2O
In- +
amarilla
H3 O+
Su constante de equilibrio a la que se denomina Kind será:
𝑲𝒊𝒏𝒅 =
[𝑰𝒏− ][𝑯𝟑 𝑶+ ]
[𝑯𝑰𝒏]
ecuación 1
(Harris 1992)
Una de las posibles aplicaciones del espectro UV-visible es encontrar los valores de Keq, en
este caso la Kind.
Para esto se requieren los siguientes pasos:
1. La concentración total del indicador se mantiene constante a lo largo del
experimento, a la cual nombraremos “cte”. Es decir:
[𝐻𝐼𝑛] + [𝐼𝑛− ] = 𝑐𝑡𝑒
(1)
2. Se obtienen los espectros de las formas ácida y básica con la misma concentración
(cte).
3. Escoger la longitud de onda (λ) a la que se tenga la mayor diferencia de de las
absortividades molares (εHIn y εIn-), todas las lecturas se hacen a esta λ.
4. Encontrar los valores de absorbancia (A) a esa λ para las concentraciones de cada
especie y de la mezcla, es decir a diferentes pH´s.
De acuerdo a la ley de Lambert-Beer, A = εbC (Donde A= absorbancia,
ε=absortividad molar, b= longitud de la celda, C= concentración molar), para este
indicador tendremos:
𝐴𝐻𝐼𝑛 = 𝜀𝐻𝐼𝑛 𝑏 [𝐻𝐼𝑛] despejando de (1) llegaremos a:
𝐴𝐻𝐼𝑛 = 𝜀𝐻𝐼𝑛 𝑏 (𝑐𝑡𝑒 − [𝐼𝑛− ] )
(2)
𝐴𝐼𝑛− = 𝜀𝐼𝑛− 𝑏 [𝐼𝑛− ]
(3)
𝐴
(4)
= 𝐴𝐻𝐼𝑛 + 𝐴𝐼𝑛−
(en la solución de pH intermedio se encuentran las dos formas en equilibrio)
Sustituyendo (2) y (3) en (4) tendremos:
𝐴
= 𝜀𝐻𝐼𝑛 𝑏 (𝑐𝑡𝑒 – [𝐼𝑛− ] )
+ 𝜀𝐼𝑛− 𝑏 [𝐼𝑛− ]
Quitando el paréntesis:
𝐴 = 𝜀𝐻𝐼𝑛 𝑏 𝑐𝑡𝑒 − 𝜀𝐻𝐼𝑛 𝑏 [𝐼𝑛− ]
+ 𝜀𝐼𝑛− 𝑏 [𝐼𝑛− ]
(5)
si se multiplica y divide por el mismo el factor, la ecuación no se altera, en este caso el
factor será “cte” en el segundo y tercer término de la ecuación:
𝜀𝐻𝐼𝑛 𝑏 𝑐𝑡𝑒 [𝐼𝑛− ]
𝑐𝑡𝑒
𝐴 = 𝜀𝐻𝐼𝑛 𝑏 𝑐𝑡𝑒 −
+
𝜀𝐼𝑛− 𝑏 𝑐𝑡𝑒 [𝐼𝑛− ]
𝑐𝑡𝑒
pero εHIn b cte es la absorbancia cuando todo el indicador se encuentra en la forma ácida
(AHInT), es decir a un pH bajo.
Al igual que εIn- b cte es la absorbancia cuando todo el indicador se encuentra en su
forma básica (AIn-T), es decir a un pH alto.
[𝐼𝑛− ]
[𝐼𝑛− ]
𝐴 = 𝐴𝑯𝑰𝒏𝑻 − 𝜀𝐻𝐼𝑛 𝑏 𝑐𝑡𝑒 (
) + 𝜀𝐼𝑛− 𝑏 𝑐𝑡𝑒 (
)
𝑐𝑡𝑒
𝑐𝑡𝑒
Re-arreglando la ecuación tendremos:
[𝐼𝑛− ]
[𝐼𝑛− ]
−
𝐴 = 𝐴𝑯𝑰𝒏𝑻 − 𝐴𝑯𝑰𝒏𝑻 (
) + 𝐴𝑯𝑰𝒏 𝑻 (
)
𝑐𝑡𝑒
𝑐𝑡𝑒
o bien:
𝐴 = 𝐴𝑯𝑰𝒏𝑻 + (𝐴𝑯𝑰𝒏−𝑻 − 𝐴𝑯𝑰𝒏𝑻 ) (
[𝐼𝑛− ]
)
𝑐𝑡𝑒
dejando a los términos independientes de un lado:
𝐴 − 𝐴𝑯𝑰𝒏𝑻
[𝐼𝑛− ]
= (𝐴𝑯𝑰𝒏−𝑻 − 𝐴𝑯𝑰𝒏𝑻 ) (
)
𝑐𝑡𝑒
despejando:
(
[𝐼𝑛− ]
𝑐𝑡𝑒
) = (𝐴
(𝐴−𝐴𝑯𝑰𝒏𝑻 )
𝑯𝑰𝒏− 𝑻 −𝐴𝑯𝑰𝒏𝑻 )
(6)
Si en lugar de poner (4) en término de In- lo hubiéramos puesto en términos de HIn,
usando 𝐴𝐼𝑛− = 𝜀𝐼𝑛− 𝑏 [𝐼𝑛− ] = 𝜀𝐼𝑛− 𝑏 (𝑐𝑡𝑒 − [𝐻𝐼𝑛]) y siguiendo el procedimiento anterior,
llegaremos a:
(
[𝐻𝐼𝑛]
𝑐𝑡𝑒
(𝐴𝑰𝒏− 𝑻 −𝐴)
) = (𝐴
𝑰𝒏− 𝑻 −𝐴𝑯𝑰𝒏𝑻 )
(7)
Si dividimos (6) entre (7), llegaremos a:
𝐾𝑖𝑛𝑑 = [𝐻3 𝑂+ ] (𝐴
(𝐴−𝐴𝑯𝑰𝒏𝑻 )
𝑯𝑰𝒏− 𝑻 )−(𝐴𝑯𝑰𝒏𝑻 )
ecuación 2
Donde:
A es la absorbancia de la solución que contiene las dos especies
AHInT es la absorbancia de la solución donde el indicador se encuentra totalmente
protonado o en su forma ácida.
AIn-T es la absorbancia de la solución donde el indicador se encuentra totalmente no
protonado o en su forma básica.
[H3O+] se calcula a partir del pH de la solución que contiene las dos especies.
OBJETIVO
El alumno aplicará sus conocimientos de espectrofotometría y equilibrio químico en la
determinación de una constante de equilibrio, en este caso Kind de un indicador.
Asimismo establecer la importancia y utilidad de los métodos espectrofotométricos.
ACTIVIDADES
1. Investigue el concepto de punto isosbéstico (Harris 1992) y su aplicación en el
análisis cuantitativo.
2. Terminar de deducir la ecuación 2, con base a las absorbancias de las soluciones de
las especies ácida, básica y una que las contenga a las dos.
MATERIAL Y REACTIVOS
1
4
1
10
1
1
Gradilla
Celdas
Espectrofotómetro
tubos de ensaye
Potenciómetro
pipeta graduada de 10 mL
Papel seda
Rojo de metilo al 0.01%
Ácido acético 0.1M
Ácido clorhídrico 0.1M
Hidróxido de sodio 0.1M
Solución Buffer pH 7.0 y 4.0
PROCEDIMIENTO
1. Se preparan 3 soluciones con diferentes concentraciones de ácido y base las cuales
tendrán diferentes colores, para cuantificar los límites (totalmente disociado y
totalmente asociado del indicador).
Como blanco se prepara con agua destilada solamente.
Matraz No.
1
2
3
mL NaOH
2.50
3.00
0.00
mL CH3COOH
0.00
3.75
0.00
mL HCl
0.00
0.00
2.50
mL Indicador
0.50
0.50
0.50
Todos se aforan a 100 mL con agua destilada.
2. Calibrar el espectrofotómetro con el blanco.
3. Se tomarán las lecturas de absorbancia a longitudes de onda desde 400 a 600 nm de
las tres soluciones.
4. Calibrar el potenciómetro a dos puntos. Tomar el pH de cada una de las soluciones.
REPORTE DE LA PRÁCTICA
1. Trazar los espectros (en una sola gráfica) de las tres soluciones y encontrar el punto
isosbéstico.
2. Elegir la longitud de onda en donde exista la mayor diferencia en los valores de
absorbancia de las soluciones 1 y 3.
3. A esa longitud de onda sustituya los valores de absorbancia en la ecuación 2 y
determine el valor de la Kind
4. Comparar el valor obtenido experimentalmente con el valor reportado en la
literatura.
CUESTIONARIO
1. Explique por qué la especie In- presenta un espectro diferente al de HIn-.
2. ¿Qué experimentos propone para calcular alguna Keq, de sustancias no coloridas?
Fundamente su respuesta.
3. Para el anaranjado de metilo la longitud de onda a la que se presenta la mayor
diferencia de las absortividades es 520 nm. A esta longitud de onda se tomaron las
siguientes lecturas de absorbancia para una concentración fija de indicador total.
Para una solución a pH 2.0, solución amarilla la absorbancia es de 0.905.
Para una de pH =10, solución roja, A = 0.030.
Y para una de pH intermedio a pH 5.0, solución anaranjada, la absorbancia es de
0.435
4. Calcule la Kind para este indicador. La forma ácida de HA absorbe a 475nm
(absortividad molar = 3.4x104 M-1cm-1) mientras que la forma básica no absorbe a
esa longitud de onda. Una solución de 2.72x10-5 M del ácido, amortiguada a pH 3.9
tiene una absorbancia de 0.261 a una longitud de onda de 475nm. Calcule la Ka del
HA.
BIBLIOGRAFÍA
-Skoog Douglas A., West Donald M., Holler F. James, Crouch Stanley R. 2007
Fundamentos de Química Analítica. 8ª edición. Thomson Learning, México.
-Harris Daniel C. 1992 Análisis Químico Cuantitativo 1ª edición. Grupo Editorial
Iberoamérica
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