Titulación ácido-base

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El punto final de una titración de base ácida se alcanza cuando el indicador cambia de repente el color.

Una titulación ácido-base es un método de análisis cuantitativo para determinar la concentración de un ácido o base neutralizándolo utilizando una solución estándar de base o ácido de concentración conocida. Se utiliza un indicador de pH para controlar el progreso de la reacción ácido-base. Si la constante de disociación ácida (pK_a) de la constante de disociación ácida o básica (pK_b) Si se conoce la cantidad de base en la solución del analito, se puede determinar su concentración (molaridad) en la solución. Alternativamente, el pK_a se puede determinar si la solución del analito tiene una concentración de solución conocida mediante la construcción de una curva de titulación.

Alcalimetría y acidimetría

La alcalimetría y la acidimetría son tipos de análisis volumétricos en los que la reacción fundamental es una reacción de neutralización. La acidimetría es el uso analítico especializado de la titulación ácido-base para determinar la concentración de una sustancia básica (alcalina) utilizando un ácido estándar. La alcalimetría sigue el mismo concepto de titulación analítica ácido-base especializada, pero para determinar la concentración de una sustancia ácida utilizando una base estándar.

Elección del indicador

Se debe elegir un indicador de pH adecuado para detectar el punto final de la titulación. El cambio de color u otro efecto debe ocurrir cerca del punto de equivalencia de la reacción para que el experimentador pueda determinar con precisión cuándo se alcanza ese punto. El pH del punto de equivalencia se puede estimar utilizando las siguientes reglas:

Un ácido fuerte reaccionará con una base fuerte para formar una solución neutral (pH = 7).
Un ácido fuerte reaccionará con una base débil para formar una solución ácida (pH = 7).
Un ácido débil reaccionará con una base fuerte para formar una solución básica (pH Ø 7).

Cuando un ácido débil reacciona con una base débil, la solución del punto de equivalencia será básica si la base es más fuerte y ácida si el ácido es más fuerte. Si ambos tienen la misma fuerza, entonces el pH de equivalencia será neutro. Sin embargo, los ácidos débiles no suelen valorarse frente a bases débiles porque el cambio de color que se muestra con el indicador suele ser rápido y, por lo tanto, es muy difícil para el observador ver el cambio de color.

El punto en el que el indicador cambia de color se llama punto final. Se debe elegir un indicador adecuado, preferiblemente uno que experimente un cambio de color (un punto final) cerca del punto de equivalencia de la reacción.

Análisis matemático: valoración de ácido débil

El pH de una solución de ácido débil que se titula con una solución de base fuerte se puede encontrar en diferentes puntos del camino. Estos puntos se dividen en una de cuatro categorías:

pH inicial
p H antes del punto de equivalencia
p H en el punto de equivalencia
p H después del punto de equivalencia

para un cálculo más riguroso, se requiere un gráfico RICE. De hecho, las ecuaciones a continuación son una simplificación del gráfico RICE.

Animación de la titulación con titrant base

El pH inicial se aproxima para una solución de ácido débil en el agua usando la ecuación
${fnMicrosoft Sans Serif}=-log[{ce] {H3O+}_{0}=-log {fnMicroc {fnMicrosoft} {K_{a} {2}+4K_{a}}-K_{a}} {2}}}}}}}}$
Donde ${displaystyle K_{a}$ es la constante de disociación, ${displaystyle C_{a}$ es la concentración del ácido y ${displaystyle {ce {}}}$ es la concentración inicial del iión hidronium (dividida por mol/L).
El pH antes del punto de equivalencia depende de la cantidad de ácido débil restante y la cantidad de base conyugada formada. El pH se puede calcular aproximadamente por la ecuación Henderson-Hasselbalch:
${fnMicrosoft Sans Serif}=-log[{ce] {H3O+}]=-log K_{a}-log {frac {C_{a}V_{b}}$
con
${displaystyle C_{a}$ = concentración inicial del ácido, dividida por mol/L.
${displaystyle C_{b}$ = concentración de la base agregada, dividida por mol/L.
${displaystyle V_{a}$ = volumen inicial del ácido.
${displaystyle V_{b}$ = volumen de la base añadido.
En el punto de equivalencia, el ácido débil se consume y se convierte en su base conjugada. El pH será mayor de 7 y se puede calcular a partir de una ecuación derivada de las siguientes relaciones:
1. ${displaystyle C_{a}V_{a}=C_{b}V_{b}$
2. ${displaystyle ¿Qué?$
3. ${fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {f}\fnMicrosoft {\fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft}\fnMicrosoft {\fnMicrosoft\fnMicrosoft\\\\\fnMicrosoft\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\ {fnK} {fnMicrosoft} {fnMicrosoft} [H3O+]_{eq}=14+log [{ce] {OH-}}_{eq}$
${displaystyle {ce {fnh}=14+log {frac {fnsqrt {K_{b} {2}+4K_{b}-K_{b} {2}}}}}} {c}}$
con
${displaystyle C={frac {C_{a} {C_{b}} {f}}= {f}} {f}} {f}} {f}} {f}}}} {f}}}} {f}}}} {f}}}}}} {f}} {f}}}}}} {f}}}}}}}}}}}} {f}} {f}}}}} {f}}}}} {f}}}}}}} {f}}}}}}}}}}} {f}}}}} {f}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} {f}}} {f}}}}} {f}} {f}}}}}} {f} {f}}}}}}}}}} {f}}}}}}}}}}} {f}}}}}}}}}}} {C_{b}V_{b} {c}} {c}} {c}} {c}}} {cH}}} {cH}}}}}}} {cH}}} {cH}}}}}} {c}}}} {c}}}}} {cH}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} {c}}}}}}}}}}}}} {c}}}}}} {c}}}}}}}}}}}} {c}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} {c}}}}}}}}}}}}} {c}}}}}}}}}}}}}}}} {c}}}}}}}}}}} {cc}}}}}}}}}}}}}}$
${displaystyle K_{b}={frac {K_{w} {K_{a}}$
Tenga en cuenta que cuando un ácido neutraliza una base, el pH puede o no ser neutral (pH = 7). El pH depende de las fortalezas del ácido y la base.
Después del punto de equivalencia, la solución contendrá dos bases: la base conjugada del ácido y la base fuerte del titrant. Sin embargo, la base del titrant es más fuerte que la base conjugada del ácido. Por lo tanto, el pH en esta región está controlado por la fuerte base. Como tal, el pH se puede encontrar utilizando los siguientes:
${displaystyle {cHFF} [pH}=14+log [{ce {fnh00}]=14+log {frac {f}(V_{b}-V_{b}eq)}{V_{a}+V_{b}=14+log}log}=14+log {fnMicroc {C_{b}V_{b}}$
Donde ${displaystyle V_{b}eq}$ es el volumen base añadido hasta el equilibrio.

Fórmula única

Más exactamente, a continuación se proporciona una fórmula única que describe la titulación de un ácido débil con una base fuerte de principio a fin:

{displaystyle phi ={frac {C_{b} {C_{a}}={f} {f}} {f} {f}} {f}} {f} {f}}}} {f}} {f}}}} {f}}} {f}}} {f}} {f}}}} {f}}}}} {f}}}}}} {f}}}}}}}}}}}}} {f}}}}}}} {f}}}}}}}}}} {f}}}} {f}}}}}}} {f}}}}}} {f}}}}}}}} {f}} {f}}} {f}}}}}}}}}}}} {f} {f} {f}}}f}f}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} {alpha _{c} {A^-}}-{frac {fnh}{1+{fn}}}{1+{f}} {fnMic}}} {fn0}} {fn0}}}} {fn0}}}} {fn0}}}}}} {fn0}}} {fn0}}}}}}} {f}}}}}}}}}} {f}}}}}}}}}}}}}} {m}}}}}}}} {f}} {f}}}}} {f}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} {f}}}} {f}} {f}}}} {f}}}}}}}}}}} {m}}}}} {f}}}}} {f}}}}}}} {f}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} {m}} {cH}}} {cH}}}} {cH}}}} {cH}}} {cH}}}}} {cH}}}}} {cH}} {cH}}}}}}}}}}}} {cH}}}}}} {cH}}}}}}}}}} {}}}} {}}}}}}} {}}}}}}}}}}}}} {}}}}}}}}}}}} {}}}}}}}}} {}}}}}}}}}}} {}}}}}}}}}}}}}} {}}}}}}}}}} {}}}}}}}}}}} {}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} {}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}

{displaystyle alpha ¿Qué? {A^-}={frac} {K_{a}{ {c} {cc}} {cH00}} {cH00}} {cccccH00}}} {ccHFF}} {cHFF}}}}} {cccH00}} {ccH00}}} {cccc}}}}}}}}}} {cccccccccccccccccc}}}}}}}}}}}}} {ccccccccccccccccccc}}}}}} {cccccc}}}}}}}}}}} {cccccccccc}}}}}}}}} {H+}]+K_{a}}}

dónde " φ = fracción de finalización de la titulación (φ < 1 está antes del punto de equivalencia, φ = 1 es el punto de equivalencia y φ > 1 está después del punto de equivalencia)

{displaystyle C_{a},C_{b}

= las concentraciones del ácido y la base respectivamente

{displaystyle V_{a},V_{b}

= los volúmenes del ácido y la base respectivamente

{displaystyle alpha _{ce {}}}

= la fracción del ácido débil que se ioniza

{displaystyle K_{a}

= la constante de disociación para el ácido

{fnMicrosoft Sans Serif}

= concentraciones de H⁺ y OH^– iones respectivamente

Galería

Métodos gráficos

El proceso de titulación crea soluciones con composiciones que van desde ácido puro hasta base pura. Identificar el pH asociado con cualquier etapa del proceso de titulación es relativamente sencillo para ácidos y bases monopróticos. La presencia de más más de un grupo ácido o base complica estos cálculos. Los métodos gráficos, como el equilígrafo, se han utilizado durante mucho tiempo para explicar la interacción de equilibrios acoplados.

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