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VOLUMETRÍA ÁCIDO - BASE - Coggle Diagram

- - - - DISOLUCIONES E INDICADORES PARA VALORACIONES ÁCIDOS/BASES
        
        • Como todas las valoraciones (o titulaciones), las
        valoraciones de neutralización dependen de una reacción química del analito con un reactivo estándar.
        
        Existen varios tipos de valoraciones ácido/base. Una de las más
        comunes es la valoración de un ácido fuerte, como el ácido clorhídrico o el ácido sulfúrico, con una base fuerte, como el hidróxido de sodio.
        
        ácido láctico, con una base fuerte. Las bases débiles, como el ácido acético o el como el cianuro de sodio o el salicilato de sodio, pueden ser tituladas con ácidos fuertes.
        
        Disoluciones estándar
        
        Las disoluciones estándar utilizadas en las valoraciones de
        neutralización son ácidos o bases fuertes porque reaccionan de forma más completa que los ácidos o bases débiles con un analito
        y, como resultado, producen puntos finales más nítidos.
        
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  - - - Algunas de estas sustancias, que se han utilizado por siglos para indicar la
        acidez o alcalinidad del agua, siguen siendo aplica- das hoy como indicadores ácido/base
        
        Un indicador ácido/base es un ácido orgánico débil o una base orgánica débil que en su forma no disociada difiere en color de su base o ácido conjugado. Por ejemplo, el comportamiento de un indicador de tipo ácido, HIn, es descrito por el siguiente equilibrio
        
        En esta reacción, los cambios estructurales internos acompañan a la disociación y causan color del ácido color de la base el cambio de color. El equilibrio para un indicador de tipo básico, In, es:
        
        Indicadores ácido/ base
        
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    - - Cada de uno de estos tipos corresponde a una etapa diferente en la valoración: 1)
        preequivalencia, 2) equivalencia, y 3) posequivalencia
        
        En la etapa de preequivalencia calculamos la concentración de ácido a partir de
        su concentración inicial y la cantidad de base añadida.
        
        En el punto de equivalencia, los iones hidronio e hidróxido están presentes en concentraciones iguales, y la concentración de los iones hidronio se pueden calcular directamente a partir de la constante del producto iónico del agua, Kw.
        
        En la etapa de posequivalencia, se calcula la concentración analítica del exceso
        de base y se asume que la concentración del ion hidróxido es igual o un múltiplo de la concentración analítica.
      - El efecto de la concentración
        
        • El efecto de la concentración de los reactivos y los analitos en las curvas de valoración de neutralización para ácidos fuertes se muestra en los dos grupos de datos determinados en el ejercicio anterior.
        
        Observe que con NaOH 0.1 M como titulante, el cambio de pH en la región del punto de equivalencia es grande Con NaOH 0.001 M, el cambio es más pequeño, pero aun así pronunciado.
        
        Selección del indicador
        
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        Ácido débil contra base fuerte
        
        Se necesitan cuatro tipos muy diferentes de cálculos para estimar los valores de una curva de valoración de un ácido débil (o una base débil):
        
        Al principio la disolución solo contiene un ácido débil o una base débil, y el pH es calculado a partir de la concentración del soluto y de su
        constante de disociación.
        
        Después de la adición de varios incrementos de titulante (hasta, pero sin incluir el punto de equivalencia), la disolución consiste en una serie de disoluciones amortigua-doras. El pH de cada disolución amortiguadora puede calcularse a partir de la concentración analítica de a base conjugada o el ácido conjugado y la concentración del ácido débil o base débil que queda.
        
        En el punto de equivalencia, la disolución solo contiene el ácido conjugado o la base conjugada titulada (que es una sal), y el pH es
        calculado a partir de la concentración de este producto.
        
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- - - - El ácido fosfórico es un típico ácido polifuncional. En disolución acuosa pasa por las reacciones de disociación:
        
        Cuando se suman dos equilibrios químicos adyacentes , se multiplican las dos constantes de equilibrio para obtener las constante de equilibrio químico para la reacción total resultante. Por lo tanto , para los dos primeros equilibrios químicos de disociación para el H3P04 se escribe:
        
        Cuando el dióxido de carbono se disuelve en agua, un sistema ácido dibásico se forma por las siguientes reacciones:
  - - - CÁLCULO DEL pH DE DISOLUCIONES DE NaHA
    - - • Los compuestos que tienen dos o más grupos funcionales ácidos producen múltiples puntos finales en una valoración cuando los grupos funcionales difieren lo suficiente en su fuerza como ácidos. Las técnicas computacionales permiten elaborar curvas de valoración teóricas razonablemente exactas para ácidos polipróticos si la relación Ka1/Ka2 es mayor que 103 . Si esta relación es más pequeña, el error se vuelve excesivo, en particular en la región del primer punto de equivalencia, por lo que se requiere un tratamiento más riguroso de las relaciones de equilibrio químico.
        
        • Los ácidos dipróticos se pueden titular por etapas, como se tituló el carbonato de sodio.
        
        . Para obtener buenas inflexiones en el punto final para la titulación del primer protón, Ka1 debe ser por lo menos 104 * K2
        . Si K2 está dentro del intervalo requerido de 10-7 a 10-8, necesario para una titulación exitosa, se obtiene una inflexión de punto final para la titulación del segundo protón. Los ácidos tripróticos (por ejemplo H3PO4) se pueden titular de manera similar, pero Ka3 por lo general es demasiado pequeña para obtener una inflexión en el punto final para la titulación del tercer protón.
        
        La figura ilustra la curva de titulación para un ácido diprótico H2A, y la tabla resume las ecuaciones que rigen las diferentes porciones de la curva de titulación.
        
        El pH al principio de la titulación está determinado por la ionización del primer protón si la solución no se encuentra demasiado diluida.
        
        Si Ka1 no es demasiado grande y la cantidad disociada se minimiza en comparación con la concentración analítica del ácido, se puede usar la ecuación aproximada dada para calcular [H+]
        
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- - - - Las disoluciones de ácido clorhídrico son ampliamente utilizadas como disoluciones estándar para titular bases
        
        Las disoluciones diluidas de HCl son estables de manera indefinida, y muchas sales de cloruro son solubles en
        disolución acuosa.
      - 1.-
        
        Las disoluciones de HCl 0.1 M se pueden hervir hasta por una hora sin pérdida de ácido,
        
        siempre que la pérdida de agua por evaporación sea sustituida periódicamente; las disoluciones 0.5 M se pueden
        
        hervir al menos durante diezminutos sin una pérdida significativa.
    - - De vez en cuando, la composición del ácido concentrado se obtiene
        mediante cuidadosas mediciones de densidad.
        
        Se pesa una cantidad del
        ácido concentrado y se diluye en un volumen conocido.
        
        La mayoría de los manuales de química y de ingeniería contienen tablas que relacionan la densidad del reactivo con la composición.
        
        Una disolución estándar (de
        concentración exacta y conocida) de ácido clorhídrico con una concentración conocida también puede ser preparada diluyendo una
        cantidad del reactivo concentrado con un volumen equivalente de agua seguido de una destilación.
        
        Bajo condiciones controladas, la última fracción
        del destilado, conocida como HCl con punto de ebullición constante, tiene una composición constante y conocida.
        
        El contenido de ácido del HCl con
        punto de ebullición constante depende solo de la presión ambiental.
      - La estandarización de los ácidos
        
        El carbonato de sodio es el reactivo utilizado con más frecuencia para la estandarización de los ácidos. También se utilizan muchos otros
        reactivos.
        
        A continuación se determina una masa pesada con exactitud del estándar
        primario para estandarizar el ácido
        
        A continuación se determina una masa pesada con exactitud del estándar
        primario para estandarizar el ácido
        
        La estandarización de los ácidos
        
        Otros estándares primarios para ácidos
        
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        APLICACIONES TÍPICAS DE LAS VALORACIONES DE
        NEUTRALIZACIÓN
        
        Las titulaciones de neutralización son utilizadas para determinar las varias especies químicas inorgánicas, orgánicas y biológicas que poseen propiedades ácidas o básicas. Sin embargo, existen también casi tantas
        aplicaciones en las que el analito es convertido en ácido o base mediante tratamientos químicos adecuados y después son titulados con un estándar de un ácido o base fuertes.
        
        • Existen dos tipos principales de puntos finales que son ampliamente
        utilizados en las valoraciones de neutralización. El primero es un punto final visual basado en indicadores. El segundo es un punto final
        potenciométrico en el que el potencial de un sistema de electrodo vidrio/calomel es determinado con un potenciómetro o medidor de pH o
        con algún otro aparato de medición de voltaje. El voltaje medido es
        
        • Existen dos tipos principales de puntos finales que son ampliamente
        utilizados en las valoraciones de neutralización. El primero es un punto final visual basado en indicadores.
        
        El segundo es un punto final
        potenciométrico en el que el potencial de un sistema de electrodo vidrio/calomel es determinado con un potenciómetro o medidor de pH o
        con algún otro aparato de medición de voltaje.
        
        Análisis elemental
        
        Varios elementos importantes que se encuentran en los sistemas orgánicos y biológicos
        son determinados convenientemente por métodos que incluyen la valoración ácido/base como último paso.
        
        • Nitrógeno
        
        El nitrógeno se encuentra en una gran variedad de sustancias de interés en las ciencias
        de la vida, en la industria y en la agricultura.
        
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        Método de Kjeldahl
        
        El método más común para determinar nitrógeno orgánico es el método de Kjeldahl,el cual está basado en una valoración de neutralización.
        
        El procedimiento es sencillo, no requiere equipo
        especial y es fácilmente adaptable a los análisis rutinarios de un gran número de muestras.
        
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