Titulaciones Ácido Base TP Laboratorio Químico La titulación o valoración ácido-base es un método de análisis químico que permite determinar la concentración de una disolución ácida o básica desconocida, mediante una neutralización controlada. Para realizar el procedimiento experimental, se debe colocar en un matraz Erlenmeyer un volumen determinado de la disolución desconocida, es decir, disolución problema.
- Desde una bureta se deja caer gota a gota la disolución patrón, es decir, la disolución de concentración conocida, hasta llegar al punto de equivalencia, que es el punto donde no queda ácido ni base libre en la muestra.
- Para determinar en qué momento se llega al punto de equivalencia, antes de iniciar la titulación se deben agregar unas gotas de indicador, que generalmente es fenolftaleína.
En el momento en que se aprecia un cambio de color del indicador, se ha llegado al punto final. La expresión para calcular la concentración de la disolución problema es: donde: M a = concentración molar de la disolución problema. V a = volumen de la disolución problema. M b = concentración molar de la disolución patrón. V b = volumen de la disolución patrón : Titulaciones Ácido Base
Titulaciones Ácido Base TP Laboratorio Químico La titulación o valoración ácido-base es un método de análisis químico que permite determinar la concentración de una disolución ácida o básica desconocida, mediante una neutralización controlada. Para realizar el procedimiento experimental, se debe colocar en un matraz Erlenmeyer un volumen determinado de la disolución desconocida, es decir, disolución problema.
- Desde una bureta se deja caer gota a gota la disolución patrón, es decir, la disolución de concentración conocida, hasta llegar al punto de equivalencia, que es el punto donde no queda ácido ni base libre en la muestra.
- Para determinar en qué momento se llega al punto de equivalencia, antes de iniciar la titulación se deben agregar unas gotas de indicador, que generalmente es fenolftaleína.
En el momento en que se aprecia un cambio de color del indicador, se ha llegado al punto final. La expresión para calcular la concentración de la disolución problema es: donde: M a = concentración molar de la disolución problema. V a = volumen de la disolución problema. M b = concentración molar de la disolución patrón. V b = volumen de la disolución patrón : Titulaciones Ácido Base
¿Qué es el pH de una titulación ácido-base?
En el caso de las titulaciones ácido-base, el pH de la solución es una propiedad útil de controlar porque varía de forma predecible con la composición de la solución y, por tanto, se puede utilizar para controlar el progreso de la titulación y detectar su punto final.
¿Cómo se hace la titulación de un ácido fuerte?
Curvas de titulación – Anteriormente, cuando estudiamos las reacciones de ácido-base en solución, nos enfocamos solo en el punto en el que el ácido y la base eran estequiométricamente equivalentes. No tomamos en cuenta el pH de la solución antes, durante o después de la neutralización Ejemplo \(\PageIndex \): Cálculo del pH para soluciones de titulación: ácido fuerte/base fuerte Se hace una titulación para 25.00 mL de HCl 0.100 M (ácido fuerte) con 0.100 M de una base fuerte, NaOH.
- 0.00 mL
- 12.50 mL
- 25.00 mL
- 37.50 mL
Solución Ya que el HCl es un ácido fuerte, podemos asumir que todo se disocia. La concentración inicial de H 3 O + es \(\ce = 0.100 \:M\). Cuando se agrega la solución base, también se disocia completamente, produciendo iones OH −, Los iones H 3 O + y OH − se neutralizan entre sí, por lo que solo quedan los de los dos que estaban en exceso y su concentración determina el pH. Por tanto, la solución es inicialmente ácida (pH <7), pero eventualmente todos los iones hidronio presentes del ácido original se neutralizan y la solución se vuelve neutra. A medida que se agrega más base, la solución se vuelve básica. La cantidad inicial total de iones hidronio es: \ Ya que se agregen X mL de la solución base 0.100- M, la cantidad de moles de iones OH - presentes es: \ El volumen total se hace: \ El número de moles de H 3 O + se hace: \ La concentración de H 3 O + es: \ \ con la definición de \(\mathrm \): \ Los cálculos anteriores funcionan si \(\mathrm \) y entonces n(H + )> 0. Cuando \(\mathrm \), los iones H 3 O + del ácido y los iones OH − de la base se neutralizan mutuamente. En este punto, los únicos iones de hidronio que quedan son los de la autoionización del agua, y no hay partículas de OH − para neutralizarlos. Por tanto, en este caso: \ \ Finalmente, cuando \(\mathrm \), no hay suficientes iones H 3 O + para neutralizar todos los iones OH −, y en lugar de \(\mathrm \), calculamos: \(\mathrm \) En este caso: \ \ luego, usando la definición de \(pOH\) y su relación con el \(pH\) en soluciones acuosos a temperatura ambiente (Ecuación\ref ): \) \nonumber\end \] Consideremos ahora los cuatro casos específicos presentados en este problema: (a) X = 0 mL \ luego usando la definición de \(pH\) (Equation \ref ): \ (b) X = 12.50 mL \ luego usando la definición de \(pH\) (Equation \ref ): \ (c) X = 25.00 mL Dado que los volúmenes y concentraciones de las soluciones ácida y básica son los mismos: \ y \ como describimos antes: (d) X = 37.50 mL En este caso: \ \ luego usando la definición de \(pH\) (Equation \ref ): \) \nonumber \\ &= 14 + \log(0.0200) \nonumber \\ &= 12.30 \nonumber \end \] Ejercicio \(\PageIndex \) Calcule el pH para la titulación de ácido fuerte/base fuerte entre 50.0 mL de HNO 3 0.100 M (aq) y NaOH 0.200 M (titulante) en los volúmenes listados de base agregada:
- 0.00 mL,
- 15.0 mL,
- 25.0 mL, y
- 40.0 mL.
Respuesta a 0.00: 1.000 Respuesta b 15.0: 1.5111 Respuesta c 25.0: 7e. Do not delete this text first. Respuesta d 40.0: 12.523 En el Ejemplo \(\PageIndex \), calculamos el pH en cuatro puntos durante una titulación. La tabla \(\PageIndex \) muestra una secuencia detallada de cambios en el pH de un ácido fuerte y un ácido débil en una titulación con NaOH.
| Volumen de 0.100 M NaOH añadido (mL) | Moles de NaOH añadidos | Valores de pH de 0.100 M HCl 1 | Valores de pH de 0.100 M \(CH_3CO_2H\) 2 |
|---|---|---|---|
| 0.0 | 0.0 | 1.00 | 2.87 |
| 5.0 | 0.00050 | 1.18 | 4.14 |
| 10.0 | 0.00100 | 1.37 | 4.57 |
| 15.0 | 0.00150 | 1.60 | 4.92 |
| 20.0 | 0.00200 | 1.95 | 5.35 |
| 22.0 | 0.00220 | 2.20 | 5.61 |
| 24.0 | 0.00240 | 2.69 | 6.13 |
| 24.5 | 0.00245 | 3.00 | 6.44 |
| 24.9 | 0.00249 | 3.70 | 7.14 |
| 25.0 | 0.00250 | 7.00 | 8.72 |
| 25.1 | 0.00251 | 10.30 | 10.30 |
| 25.5 | 0.00255 | 11.00 | 11.00 |
| 26.0 | 0.00260 | 11.29 | 11.29 |
| 28.0 | 0.00280 | 11.75 | 11.75 |
| 30.0 | 0.00300 | 11.96 | 11.96 |
| 35.0 | 0.00350 | 12.22 | 12.22 |
| 40.0 | 0.00400 | 12.36 | 12.36 |
| 45.0 | 0.00450 | 12.46 | 12.46 |
| 50.0 | 0.00500 | 12.52 | 12.52 |
|
Las reacciones ácido-base más simples son las de un ácido fuerte con una base fuerte. La tabla \(\PageIndex \) muestra los datos para la titulación de una muestra de 25.0 mL de ácido clorhídrico 0.100 M con hidróxido de sodio de concentración 0.100 M,
Los valores del pH medidos después de adiciones sucesivas de pequeñas cantidades de NaOH se listan en la primera columna de esta tabla y se representan en la Figura \(\PageIndex \), en una forma que se llama la curva de titulación. El pH aumenta lentamente al principio, aumenta rápidamente en la parte media de la curva y luego aumenta lentamente nuevamente.
El punto de inflexión (ubicado en el punto medio de la parte vertical de la curva) es el punto de equivalencia para la titulación. Indica cuando están presentes cantidades equivalentes de ácido y base. Para la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte, el punto de equivalencia ocurre a un pH de 7.00 y los puntos de la curva de titulación se pueden calcular utilizando estequiometría en solución (Tabla \(\PageIndex \) y Figura \(\PageIndex \)). 
Figura \(\PageIndex \): (a) La curva de titulación para la titulación de 25.00 ml de HCl 0.100 M (ácido fuerte) con NaOH 0.100 M (base fuerte) tiene un punto de equivalencia de 7.00 pH. (b) La curva de titulación para la titulación de 25.00 mL de CH 3 CO 2 H 0.100 M (ácido débil) con NaOH 0.100 M (base fuerte) tiene un punto de equivalencia de pH 8.72.
La valoración de un ácido débil con una base fuerte (o de una base débil con un ácido fuerte) es algo más complicada que la que se acaba de discutir, pero sigue los mismos principios generales. Consideremos la titulación de 25.0 mL de ácido acético 0.100 M (un ácido débil) con hidróxido de sodio 0.100 M y compare la curva de titulación con la del ácido fuerte.
La tabla \(\PageIndex \) muestra los valores de pH durante la titulación, la figura \(\PageIndex \) muestra la curva de titulación. Aunque el volumen inicial y la molaridad de los ácidos son los mismos, existen diferencias importantes entre las dos curvas de titulación.
- La curva de titulación para el ácido débil comienza con un valor más alto (menos ácido) y mantiene valores de pH más altos hasta el punto de equivalencia.
- Esto se debe a que el ácido acético es un ácido débil, que está solo parcialmente ionizado.
- El pH en el punto de equivalencia también es más alto (8.72 en lugar de 7.00) debido a la hidrólisis del acetato, una base débil que eleva el pH: \ Después del punto de equivalencia, las dos curvas son idénticas porque el pH depende del exceso de ion hidróxido en ambos casos.
Ejemplo (\PageIndex \): Valoración de un ácido débil con una base fuerte La curva de titulación que se muestra en la Figura \(\PageIndex \) es para la titulación de 25.00 mL de CH 3 CO 2 H 0.100 M con 0.100 M NaOH. La reacción se puede representar como: \
- ¿Cuál es el pH inicial antes de agregar cualquier cantidad de la solución de NaOH? K a = 1.8 × 10 −5 para CH 3 CO 2 H.
- Encuentre el pH después de agregar 25.00 mL de la solución de NaOH.
- Encuentre el pH después de agregar 12.50 mL de la solución de NaOH.
- Encuentre el pH después de agregar 37.50 mL de la solución de NaOH.
Solución (a) Suponiendo que la cantidad disociada es pequeña en comparación con 0.100 M, encontramos que: \ y \ \ (b) Después de agregar 25.00 mL de NaOH, el número de moles de NaOH y CH 3 CO 2 H es igual porque las cantidades de las soluciones y sus concentraciones son las mismas.
Todo el CH 3 CO 2 H se ha convertido en \(\ce \). La concentración del ion \(\ce \) es: \ El equilibrio en el que nos debemos enfocar ahora es la constante de basicidad para \(\ce \): \ así que debemos determinar K b para la base usando la constante del producto iónico para el agua: \ \ Ya que K w = : \ Denotemos la concentración de cada unTenga en cuenta que el pH en el punto de equivalencia de esta titulación es significativamente más grande que 7.o de los productos de esta reacción, CH 3 CO 2 H y OH −, como x,
Usando la suposición que x es pequeño en comparación con 0.0500 M, \(K_\ce =\dfrac \), y luego: \ \ \ Tenga en cuenta que el pH en el punto de equivalencia de esta titulación es significativamente más grande que 7. (c) En (a), se agregaron 25.00 mL de la solución de NaOH, por eso prácticamente todo el CH 3 CO 2 H se convirtió en \(\ce \).
En este caso, solo se han introducido 12.50 mL de la solución base, por eso solo la mitad de todo el CH 3 CO 2 H se convierte en \(\ce \). El número inicial total de moles de CH 3 CO 2 H es 0.02500L × 0.100 M = 0.00250 mol, por eso después de agregar el NaOH, el número de moles de CH 3 CO 2 H y \(\ce \) son aproximadamente iguales a \(\mathrm =0.00125\:mol}\), y sus concentraciones son las mismas.
Dado que la cantidad de base agregada es menor que la cantidad original de ácido, no se ha alcanzado el punto de equivalencia, la solución permanece un amortiguador y podemos usar la ecuación de Henderson-Hasselbalch: \(\ce =\ce p K_\ce +\log\ce }=-\log(\mathit _\ce )+\log\ce }=-\log(1.8\times 10