UNIVERSIDAD DE LOS ANDES. MÉRIDA – VENEZUELAFACULTAD DE INGENIERIA

ESCUELA DE INGENIERIA QUIMICADEPARTAMENTO DE QUIMICA INDUSTRIAL Y APLICADA

LABORATORIO DE ANALISIS INSTRUMENTALD. Canro, O. García, J. Guerrero.

Determinación del Punto Isosbéstico y la constante de disociación de un indicador Acido. Base.

Resumen

Mediante medidas espectrofotométricas se determinan las concentraciones de la forma asociada y de la disociada de una sustancia sobre la base de que ambas formas obedecen la ley de Lambert-Beer y las concentraciones de las mismas son determinables, ya sea porque absorben a diferentes longitudes de onda o bien porque cumple la condición de aditividad. Las dos formas tienen la misma absortividad a una misma longitud de onda lo que se conoce como punto isosbéstico. Experimentalmente se determinó midiendo absorbancias a varias longitudes de ondas, de soluciones acida, basica y neutra con indicador de azul bromotimol. Construyendo el espectro de absorción se determino que el azul de bromotimol presenta un punto isosbestico a longitud de onda de 500±1nm y a una absorbancia de 0,1±0,001. Utilizando las expresiones del equilibrio quimico del indicador y la ley de beer se determino para el azul de bromotimol un valor de pKa de 7,0742 con una discrepancia del valor teórico de 0,36%. Los métodos de análisis por espectrometría de luz visible permiten identificar sustancias presentes en una solución y determinar constantes de equilibrio de ácidos débiles con bastante precisión.

Introducción

La ley de Beer, A = ε b C (donde ε es una constante característica del soluto denominada coeficiente de extinción molar, b es la longitud recorrida por la radiación electromagnética y c es la concentración del soluto en la disolución) es una ley experimental que se ha tratado de establecer teóricamente, está ley rige el proceso de absorción en cualquier región del espectro electromagnético, ya sea absorción de radiación visible-ultravioleta, absorción de rayos X, absorción de rayos g, entre otros. La absorbancia es una propiedad aditiva, es decir, en disoluciones que contengan más de una especie absorbente la absorbancia total es la suma de las absorbancias individuales de cada especie absorbente [1]. La relación es valida cuando existe una sola especie absorbente a la longitud de onda estudiada, sin embargo cuando no ocurre la relación se modifica como se muestra en la ecuación 2. Suponiendo que no hay interacción entre las distintas especies absorbentes (es decir, que estas sean independientes entre sí), la absorbancia total para un sistema absorbente multicomponente 1, 2, 3,... n, cuyas absorbancias individuales sean A1, A2, A3,....An

viene dado por: A = ∑ A i = A1 + A2 + A3 +.......... + An

La absorbancia de la energía radiante de las moléculas que están en solución, dependen de la forma que estás se encuentren en equilibrio. En particular para las especies que presentan propiedades acido- base la absorción de la luz será diferente si dicha especie se encuentra protonada

o no, consecuentemente las disoluciones de especie acido-base presentarán valores de absorbancia que dependerán del valor de pH en equilibrio. En el caso de un indicador acido base se genera un sistema de dos especies absorbentes, así que la absorbancia de la solución del indicador será el resultado de la contribución de cada una de las especies de acuerdo a su concentración en el equilibrio. [2]

Se observa un punto isosbéstico o un isoabsortivo cuando dos especies absorbentes en equilibrio: X ⇔ Y

X e Y, tienen la misma absorbancia a una misma longitud de onda, es decir, si X e Y están en equilibrio, para la longitud de onda del punto isosbéstico la absorbancia total es independiente de las concentraciones relativas de X e Y. En general, para poder observar un punto isosbéstico la absorbancia debe permanecer constante durante la reacción o el cambio físico. En la práctica nos daremos cuenta que el puntos isosbéstico será el mismo en medio Ácido, en medio Básico y/o en medio Neutro. [2]

Figura 1. Absorbancia Vs Longitud de Ondas.

El punto isosbéstico puede llegar a ser una longitud de onda útil analíticamente ya que, a esta longitud de onda se obtiene una curva de calibración lineal sin controlar las condiciones de la disolución. . [3]

La presencia de un punto isosbéstico significa que la concentración analítica total se distribuye entre solamente dos especies (HIn e In-). Si la absorbancia y longitud de onda de un presunto punto isosbéstico varía será porque existe una tercera o más especies para la sustancia (o indicador) y que no se observa en los espectros. . [3]

Se determinan las concentraciones de las formas ácida y básica de un indicador a un pH determinado en el que ambas formas existen en concentraciones apreciables, mediante mediciones espectrofotométricas, sobre la base que ambas obedecen la ley de LambertBeer.

Para un indicador ácido monopólico:

HIn=H++In−

[ ] [ ][ ]HIn

InHK

−+

= *

Tomando logaritmos:

log K=log[H+]+log[ In - ]

[HIn]

pK=PH+log[ HIn ]

[ In−]

Determinando la relación logarítmica de esta ecuación para un pH conocido, es posible obtener el correspondiente valor de pK. Para ello, se obtienen los espectros de absorción de tres soluciones que contengan la misma concentración total del indicador a diferentes pH. Una, cuyo pH sea tal que la forma disociada del indicador sea la especie predominante, otra en que la especie predominante sea la no disociada y la tercera solución a un pH intermedio en el que ambas formas se encuentren en equilibrio. [3]

El punto isosbestico puede determinarsele a varios indicadores, en la practica se utilizo el azul de bromotimol. Muchos de los colores producidos por el indicador, se producen por mezcla de otros colores, en el caso del azul de bromotimol, cuyos cambios de color se deben a las absorciones de la luz de las siguientes formas en equilibrio

La aparición del color verde en el medio de la región, se debe a la combinación de los colores azul y amarillo de las formas en equilibrio entre pH 6 y 8. Lo mismo ocurre con las combinaciones azul y rojo que produce una tonalidad violácea, a pH elevado. [5]

La medicion de la absorbancia, a diferentes valores de Ph impuesto en disolución permite obtener el intervalo de Ph util para que este sea usado para indicar el punto final de las valoraciones. La determinación espectrofotometrica del Ph aun se utiliza para calibrar electrodos selectivos de ph o en medios acuosos en los cuales dichos electrodos no pueden utilizarse. Por supuesto este metodo puede emplearse para determinar no solo el pka de los indicador acido-base, sino el pk de pares redox o complejos como es el caso de la determinación de Eº de citocromos mitocondriales y cloroplasticos en bioquimica. La determinación del punto isosbestico es utilizado en bioquimica clinica y quimica de los alimentos como criterio de control de calidad espectrofotometrico. [4]

En esta experiencia experimental se busca principalmente determinar el punto isosbéstico de un indicador, mediante varios medios (acido, básico y neutro). Así como también calcular la constante de equilibrio del indicador.

METODOLOGIA EXPERIMENTAL

Para la determinación del especto de absorción del indicador en su forma acida, básica y neutra se prepararon soluciones de 25ml de HCl, NaOH Y buffer respectivamente, cada una con indicador de azul de bromotimol. Se verifico que el color de la solucion coincida con lo esperado y se les midió el pH para corroborar que sea el indicado para cada sustancia.

Para la determinación de espectro de absorción se hicieron mediciones de abs para las tres soluciones utilizando un espectrofotómetro Spectronic 20 Genesys con una aprecisión de con apreciacion 0,001 de absorbancia y 1nm en longitud de onda

. Se realizo la calibración del equipo utilizando como blanco agua destilada, para el ajuste de 100%T, esto para cada cambio del longitud de onda.

Se realizo el barrido para la construcción del espectro midiendo absorbancias a cada solución a longitudes de onda desde 375 a 695nm. Los valores obtenidos fueron graficados y utilizados para la determinación del punto isobestico.

Para la determinación del pKa del indicador acido base se utilizo una ecuación que se deduce relacionando las ecuaciones de los equilibrios químicos y la ley del Lambert Beer, como se muestra a continuación:

Resultados y Discusiones

El azul de bromotimol es un ácido débil utilizado comúnmente como un indicador acido-base cuya estructura y reacción de disociación es:

Figura 1. Reacción de disociación del azul de bromotimol.

Presenta color amarillo en solución acida (forma no disociada), color verde a pH neutro y en su forma disociada a pH alcalino es de color azul. Con un valor de pKa de 7,1. Este tipo de compuestos presentan grupos cromóforos unidos a los anillos bencénicos, originalmente incoloros, que le otorgan el color. Esto se debe a que estos compuestos presentan gran cantidad de electrones capaces de absorber radiación visible a ciertas longitudes de onda, reflejando otras longitudes correspondientes a los colores que presentan.

Se realizó el espectro de absorción de luz visible para una solución acida (pH=1,4) del azul de bromotimol y se obtuvo la siguiente figura.

Figura 2. Espectro de absorbancia del azul de bromotimol en solución ácida (pH=3).

En la figura 2 se puede notar que la absorbancia alcanza un máximo a una longitud de onda de 425nm, a partir de esta longitud la absorbancia de la solución cae hasta hacerse igual a cero. La solución acida contiene la forma no disociada de indicador, la cual absorbe a bajas longitudes de onda, dentro del rango estudiado de luz visible, y refleja las altas, observándose que la solución presenta coloración amarilla.

En el caso de la disolución a pH alcalino las longitudes de onda a las cuales absorbe la solución del indicador tienden a ser las más altas dentro del rango estudiado. El espectro de absorción se presenta en la figura siguiente.

Figura 3. Espectro de absorbancia del azul de bromotimol en solución alcalina (pH=12,7).

El espectro representado por la figura 3 presenta un máximo de absorbancia a una longitud de onda de 625nm. La absorbancia desciende hasta 450nm longitud en la cual se encuentra un mínimo, y luego aumenta hasta su máximo y después la absorbancia cae hasta alcanzar valores cercanos a cero. En este caso, en la solución se encuentra predominantemente la especie disociada del indicador, al contrario de la solución acida, esta absorbe longitudes de onda relativamente grandes y refleja las más pequeñas, encontrándose una disolución de color azul.

Por otro lado, si se estudia la absorbancia de una solución neutra de azul de bromotimol el espectro obtenido está representado en la figura 4. En este espectro se observan dos máximos de absorbancia a longitudes de onda de 425nm y 625nm que corresponden con los máximos de los espectros de las soluciones ácida y básica respectivamente. Esto se debe a que en la solución neutra se encuentra presente el indicador en sus dos formas, disociada y sin disociar (HIn y In -), por lo tanto, la solución absorbe en ambas longitudes. Sin embargo, se puede notar que la absorbancia en estos puntos es menor que la absorbancia de las soluciones anteriormente mencionadas debido a que la concentración de ambas especies es menor.

Figura 4. Espectro de absorbancia del azul de bromotimol en solución neutra (pH=7).

Debido a que la solución a pH 7 absorbe tanto en una longitud de onda alta como en una baja, el color verde observado se debe a que la sustancia no absorbe a longitudes de onda intermedias, correspondientes a dicho color.

Si se grafican los tres espectros en un mismo grafico se obtiene la siguiente figura.

Figura 5. Espectro de absorción del azul de bromotimol a distintos pH/punto isosbéstico.

En la figura 5 es posible observar con claridad que existe un punto de absorbancia y de longitud de onda específico en el cual coinciden los tres espectros. Encontrándose que para el azul de

bromotimol el punto isosbéstico se encuentra a una longitud de onda de 500±1nm y una absorbancia de 0,1±0,001.

En el punto isosbéstico, la absorbancia sigue la ley de Beer, obteniéndose la siguiente ecuación:

Dado que el paso óptico (b) es el mismo en todas las experiencias y la concentración total del indicador es la misma en todas las soluciones estudiadas, los coeficientes de extinción molar de las formas ácida y básica del indicador son iguales a la longitud de onda del punto isosbéstico.

De querer calcular la concentración del indicador por espectrometría, se utilizaría la longitud de onda del punto isosbéstico, ya la absorción en este punto es independiente del pH, por lo que variaciones en el mismo no afectaría la medida realizada.

Los métodos espectrométricos permiten determinar la constante de disociación del indicador, obteniéndose un valor promedio de pKa de 7,0742 con una discrepancia del valor teórico de 0,36%.

En la tabla de los anexos se pueden apreciar los distintos valores de pKa calculados a las distintas longitudes de onda estudiadas, encontrándose que la mayor discrepancia con respecto al valor teórico se obtuvo en la longitud de onda correspondiente al punto isosbéstico, lo cual puede ser debido a que en este punto las diferencias entre las absorbancias son muy pequeñas, tienden a 0. Lo mismo ocurre a las longitudes de onda 375 y 690nm. Mientras que a longitudes de onda en las cuales las absorbancias son distintas, se obtuvieron los valores de pKa más cercanos a la teórica. Sin embargo, los valores de discrepancia más altos encontrados no superan el 2%, lo que comprueba la confiabilidad del los resultados obtenidos por análisis espectrométricos.

Conclusiones

• Los espectros de absorción de una solución de un acido débil, como lo es el azul de

bromotimol, presenta distintos comportamientos dependiendo del pH del medio. Obteniéndose unas longitudes de onda con grandes diferencias de absorbancia y otras

donde las absorbancias tienden a ser iguales, lo que ocurre en el punto isosbéstico. Este comportamiento es característico de compuestos que presentan equilibrios entre dos especies.

• El punto isosbéstico del azul de bromotimol se encuentra a una longitud de onda de

500±1nm y una absorbancia de 0,1±0,001.

• Los métodos de análisis por espectrometría de luz visible permiten identificar sustancias

presentes en una solución y determinar constantes de equilibrio de ácidos débiles con bastante precisión. Obteniéndose para el azul de bromotimol un valor de pKa de 7,074 con una discrepancia del valor teórico de 0,36%.

• Se comprueba la existencia del punto isosbestico, en el cual a una longitud de onda la

absorbancia es constante independientemente de pH.

Referencias bibliográficas

[1] Skoog y Holler. (2001) Principios de Análisis Instrumental. McGraw-Hill Interamericana de España, S.A.U. Madrid, España. Capitulo 14. Página 369 – 370.

[2] Alejandro Beaza. (1998). Espectrometría de luz UV/VIS y Equilibrio químico: Punto Isosbestico. Universidad Nacional de Mexico. Facultad de Química.

[3] www.uniovi.es/QFAnalitica/trans/AnalisisInstrum/TEMA%205.ppt. Consultada el 19 de marzo del 2014

[4]http://depa.pquim.unam.mx/amyd/archivero/PresentacionCLASE:_Punto_Isosbesticos_2223.pdf. consultada el 19 de enero del 2014.

[5] http://www.heurema.com/QG8.htm. Consultada el 19 de marzo del 2014.

Anexos.

Tabla 1. Datos de absorbancia del azul de bromotimol a distintas longitudes de onda y pH.

longitud A pH 1,4 A pH 7 A pH 12,7375 0,167491 0,200659451 0,173925197400 0,244125 0,259637311 0,180456064425 0,29243 0,244125144 0,096910013450 0,267606 0,22184875 0,065501549475 0,187087 0,161150909 0,091514981500 0,102373 0,107905397 0,113509275525 0,05061 0,142667504 0,167491087550 0,026872 0,207608311 0,37675071575 0,008774 0,283996656 0,522878745600 0,013228 0,387216143 0,698970004625 0,008774 0,397940009 0,721246399650 0,022276 0,244125144 0,420216403695 0,148742 0,13667714 0,113509275

Tabla 2. Valores de la constante de disociación del azul de bromotimol calculadas a distintas longitudes de onda.

Aac Abase Aneu pKa Ka

0,167491087 0,173925197 0,20065945 - -

0,244125144 0,180456064 0,25963731 - -

0,292429824 0,096910013 0,24412514 7,48396325 3,28123E-08

0,26760624 0,065501549 0,22184875 7,53362791 2,92666E-08

0,187086643 0,091514981 0,16115091 7,42893482 3,72448E-08

0,102372909 0,113509275 0,1079054 7,00556811 9,87261E-08

0,050609993 0,167491087 0,1426675 6,43080526 3,70847E-07

0,026872146 0,37675071 0,20760831 6,97120743 1,06854E-07

0,008773924 0,522878745 0,28399666 6,93849929 1,15213E-07

0,013228266 0,698970004 0,38721614 6,92095432 1,19963E-07

0,008773924 0,721246399 0,39794001 6,9194793 1,20371E-07

0,022276395 0,420216403 0,24412514 6,89968081 1,25985E-07

0,148741651 0,113509275 0,13667714 7,28337628 5,20743E-08

Promedio 7,07419061 8,42965E-08

Tabla 3. Constante de disociación promedio del azul de bromotimol.

Ka promedio pKa promedio Discrepancia %

8,42965E-08 7,07419061 0,36