análisis químico cuantitativo

VI. Valoraciones

Análisis Químico Cuantitativo

IV. VALORACIONES

Generalidades Introducción a los métodos volumétricos

Reacciones que se utilizan en las titulaciones Requisitos para las reacciones utilizadas en análisis volumétrico

Ventajas del Método Volumétrico sobre el Método Gravimétrico Términos empleados el Análisis Volumétrico Importancia y Diferencia entre un Reactivo Primario y un Reactivo

Secundario Clasificación de Reactivos en Análisis Volumétrica. Clasificación de las Valoraciones en Medio Homogéneo Condiciones de Validez de una Valoración

Cualitativo:Elementos, iones o compuestos se identificanen una muestra

Análisisquímico

Cuantitativo:El analito se cuantificao determina expresandola fracción de muestraque lo contiene.

Métodos y Clasificación

La forma en la que se cuantifica o identifica el analito permite diferenciar distintos tipos de técnicas o métodos de análisis:

Métodos Químicos: Usan reacciones químicas En un método químico, se cuantifica un peso (gravimetría) o

un volumen (volumetría) Métodos Instrumentales: Usan técnicas instrumentales

En un método instrumental se mide una señal

Métodos Analíticos

Métodos químicos por vía húmeda

Gravimetría

Precipitación

Análisis volumétrico

Titulación

Métodos instrumentales

Electroquímicos

Electrolisis

Separación

Cromatografía

Ópticos

Emisión o Absorción

VOLUMETRÍA:Método de análisis que consiste en la medida precisa del volumen de un reactivo en disolución de concentración perfectamente conocida que reacciona estequiometricamente con el analito contenido en la muestra disuelta. Los cálculos son siempre estequiométricos.

o Reacción volumétrica: Reacción química sobre la que se basa el método.

o Agente valorante: Sustancia en disolución de concentración conocida (estándar). Se coloca en la bureta.

o Punto Final (P.F.) : momento en el que se visualiza o detecta el punto de equivalencia (p.e.) de la reacción volumétrica.

Definiciones importantes

• Punto de equivalencia: punto en el que la cantidad de agente valorante y de sustancia valorada, coinciden estequiométricamente.

• Punto final: punto experimental en el que se detecta el punto de equivalencia.

• Indicador: sustancia o técnica que permite visualizar o detectar el punto final

Si ambos puntos no coinciden tiene lugar el “error volumétrico”

1. La reacción volumétrica ha de ser completa y estequio-métrica.

2. El volumen de la disolución de analito (sustancia a valorar)debe de ser fácilmente manejable .

3. El valorante se adiciona progresivamente de forma quesu consumo se monitoriza fácilmente.( V’cN’c=VcNx)

El agente valorante se dispone en una buretaEl analito se dispone junto con el indicador en el matrazvolumétrico ( Erlenmeyer).

Volumetría directa: se usa el procedimiento convencionalVolumetría inversa (por retroceso): se añade exceso conocido de valorante y se valora el exceso por retroceso.

Fundamento

Material volumétrico:Pipetas: sirven para medir el volumen de

muestraBureta: contiene el agente valorante y mide

su consumoMatraces: sirven para preparar disoluciones

de concentración conocidaAgitadores: facilitan la homogeneidad de la

reacción volumétrica

Instrumentación

bureta

soporte bureta

agitador magnético

matraz Erlenmeyer

MATERIAL DISEÑADOPARA DESCARGAR

(Líquidos)

MATERIAL DISEÑADOPARA CONTENER

pipetagraduada

pipetaAforada o

volumetrica

bureta

matrazErlenmeyer

vaso deprecipitados

matrazAforado= balon

Volumétrico.

probetagraduada

GRADUADO AFORADO

MATERIAL VOLUMETRICO GRADUADO

MATERIAL VOLUMETRICO AFORADO

Condiciones de la reacción volumétrica

R + X RX

• Debe ser completa, es decir cuantitativa• Ser rápida• Ser estequiométrica, es decir debe existir una

reacción bien definida y conocida entre el analito y el reactivo valorante.

• Debe existir un procedimiento sencillo para poner de manifiesto el punto final de la valoración.

1. Volumetrías ácido-base (protolíticas)2. Volumetrías de precipitación3. Volumetrías REDOX4. Volumetrías de complejación (complejometrías,

quelatometrías)

Requisitos de la reacción volumétrica:1. Constantes elevadas2. Cinéticas favorables3. Indicadores adecuados

¡SIEMPRE SE REQUIEREN ESTÁNDARES!

Clasificación de las volumetrías

HAc + OH- Ac- + H2O (Acido Base)

Mg2+ + Y4- MgY2- ( precipitación)

Fe2+ + Ce4+ Fe3+ + Ce3+ ( Redox)

Ag+ + Cl- AgCl(s) ( complejometria)

Requisitos de la reacción volumétrica:1. Constantes elevadas2. Cinéticas favorables

3. Indicadores adecuados

¡SIEMPRE SE REQUIEREN ESTÁNDARES!

Propiedades de un patrón primario

1. Tienen composición conocida. Es decir, se ha de conocer la estructura y elementos que lo componen, lo cual servirá para hacer los cálculos estequiométricos respectivos.2. Deben tener elevada pureza. Para una correcta estandarización se debe utilizar un patrón que tenga la mínima cantidad de impurezas que puedan interferir con la titulación.3. Debe ser estable a temperatura ambiente. No se pueden utilizar sustancias que cambien su composición o estructura por efectos de temperaturas que difieran ligeramente con la temperatura ambiente ya que ese hecho aumentaría el error en las mediciones.4. Debe ser posible su secado en estufa. Además de los cambios a temperatura ambiente, también debe soportar temperaturas mayores para que sea posible su secado. Normalmente debe ser estable a temperaturas mayores que la del punto de ebullición del agua.5. No debe absorber gases. Ya que este hecho generaría posibles errores por interferentes así como también degeneración del patrón.6. Debe reaccionar rápida y estequiométricamente con el titulante. De esta manera se puede visualizar con mayor exactitud el punto final de las titulaciones por volumetría y entonces se puede realizar los cálculos respectivos también de manera más exacta y con menor incertidumbre.7. Debe tener un peso equivalente grande. Ya que este hecho reduce considerablemente el error de la pesada del patrón.

Estándares primarios y secundarios

Ftalato acido de potasio

tris(hidroximetil)aminometano

Estándares secundarios

Cuando no se encuentra un material de referencia de suficiente pureza para valorar el analito, es preciso utilizar como agente valorante un segundo material de referencia (estándar secundario). Este segundo material, cuya disolución no presenta una concentración fija y constante, precisa de una valoración con un patrón primario (estandarización)

• Debe ser estable mientras se efectúa el análisis• Debe reaccionar rápidamente con el analito• La reacción entre el valorante y el patrón primario debe ser completa

o cuantitativa, y así también debe ser la reacción entre el valorante y el analito.

• La reacción con el analito debe ser selectiva o debe existir un método para eliminar otras sustancias de la muestra que también pudieran reaccionar con el valorante.

• Debe existir una ecuación balanceada que describa la reacción

Conclusión:En todo método volumétrico es posible encontrar el agente valorante más adecuado de uno u otro tipo.

En química, la estequiometría (del griego stoicheion, 'elemento' y métrón, 'medida') es el cálculo entre relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».

Estequiometría

Ley de conservación de la masa

Implica los dos principios siguientes:

El número total de átomos antes y después de la reacción química no cambia.

El número de átomos de cada tipo es igual antes y después de la reacción.

Ley de conservación de la carga Implica que:

La suma total de cargas antes y después de la reacción química permanece constante.

Subíndices y coeficiente estequiométrico

O2 + 2 H2 2 H2O

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos se dice: La mezcla es estequiométrica; Los reactivos están en proporciones estequiométricas; La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;Las tres expresiones tienen el mismo significado.En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes.Si no en esta forma, existirá el reactivo limitante que es el que está en menor proporción y que con base en él se trabajan todos los cálculos.

Cuando se habla de cuantitatividad, se habla de cantidad medible o calculable.

En el caso de una reacción se refiere a cuanto se gasta y cuanto se produce tanto teóricamente como experimentalmente. Eso en medidas palpables como masa o moles.

Es muy importante, asi se puede medir el rendimiento "cuantitativo" de una reacción.

Es lo opuesto a un tratamiento "cualitativo" donde lo que importa es simplemente lo que sucede, lo observable en cuanto a carácteristicas y no a cantidad medible

Cuantitatividad

El método general para resolver problemas de estequiometría se resume a continuación.l. Escriba una ecuación balanceada de la reacción.2. Convierta la cantidad conocida del reactivo (en gramos u otras unidades) a número de moles.3. Utilice la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número de molesdel producto formado.4. Convierta los moles de producto en gramos (u otras unidades) de producto.

Los alimentos que se ingieren son degradados, o desdoblados, en el cuerpo para proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y otras funciones. La ecuación general global para este complicado proceso está representada por la degradación de la glucosa (C6H12O6) en dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O):

C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O

Si una persona consume 856 g de C6H12O6 durante cierto periodo, ¿cuál será la masa de CO2 producida?

Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para formar hidrógeno gaseoso y el hidróxido del metal alcalino correspondiente. Una reacción común es la que ocurre entre el litio y el agua:

2Li(s) + 2H2O(l) 2LiOH(ac) + H2(g)

¿Cuántos gramos de Li se necesitan para producir 9.8? g de H2?

Cual de las siguientes ecuaciones representa mejor la reacción mostrada en el diagrama

El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y estructuras de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio(IV) con magnesio fundido entre 950°C y 1150°C:

 TiCl4 (g) + 2 Mg (l) Ti (s) + 2 MgCl2 (l)En cierta operación industrial se hacen reaccionar 3.54 X 107 g de TiCl4 con 1.13 X 107 g de Mg. a) Calcule el rendimiento teórico del Ti en gramos. b) Calcule el porcentaje del rendimiento si en realidad se obtienen 7.91 X 106 g de Ti.

Detección de punto final

Indicadores

El punto final de una valoración se detecta mediante el cambio brusco de alguna propiedad de la mezcla reaccionante o de alguna sustancia que se añade a dicha mezcla

Métodos visuales Métodos eléctricos

El reactivo es autoindicador. El permanganato de potasio se reduce a ion manganeso (II) incoloro cuando se utiliza como reactivo volumétrico en medio acido. Cuando se completa la reacción redox, la primera gota o fracción de gota de la disolución que se añade comunica a la disolución un color rosado.Indicador acido-base. Los indicadores ácido-base son ácidos o bases débiles, cuyos aniones o cationes, respectivamente, tienen color diferente que las formas sin disociar. Deben escogerse en cada caso de forman que indiquen los cambios de pH en las cercanías del punto final de la reacción de neutralización principal.Indicadores redox. Son sustancias intensamente coloreadas capaces de sufrir oxidación reducción a potenciales caracteristicos y deben elegirse de manera que estos potenciales sean muy cercanos a los valores de la fem del sistema principal, que reacciona en el punto estequiométrico de forma que un débil exceso de reactivo reaccione con el indicador.

Métodos visuales

Formación de productos solubles de color diferente. En el método de Vallhard, para la determinación de plata, se utiliza como reactivo una disolución de tiocianato y como indicador una sal férrica.

Ag+ + CNS- AgCNS (blanco)Fe +++ + CNS- Fe(CNS)++ (disolución roja)

Desaparición de color de la sustancia que se valora.

2 Cu(NH3)4++ + 7CN- + H2O 2 Cu(CN3)-- + CON- + 6NH3 + 2NH4

+

Formación de un segundo precipitado de color diferente a partir del precipitado principal. Metodo de Mohr para valoración de Cl- se utiliza como indicador cromato potásico

CrO4-- + 2Ag+ Ag2CrO4 (precipitado rojo anaranjado)

 Valoración hasta aparición de turbidez. Como en el método de Liebig para la valoración de cianuro con ion plata

2CN- + Ag+ Ag(CN)2- (soluble)

Ag(CN)2- + Ag+ AgAg(CN)2 (o 2 AgCN, precipitado blanco)

Terminación de la precipitación o método del “punto claro”. Si se forma un producto insoluble que se sedimenta dejando claro el líquido sobrenadante, debe añadirse reactivo hasta que la adición de una gota no da lugar a la aparición de nueva cantidad de precipitado o de turbidez en dicha disolución. El método es lento.

Potenciométrico. Se mide la FEM entre dos electrodos clocados en la disolución que se valora. En los alrededores del punto estequiométrico el potencial cambia rápidamente al añadir pequeñas porciones de reactivo valorante.

Conductométrico. La eliminación de iones de una disolución por neutralización, precipitación o complejación da lugar a cambios intensos del ritmo de variación de la conductancia de la disolución, en función de la cantidad de reactivo añadido en los alrededores del punto estequiométrico.

Métodos eléctricos

Amperométrico. Se mide durante la valoración la corriente que pasa a través de una célula polarográfica (con electrodo de gotas de mercurio u otro electrodo indicador). Una alteración del ritmo de cambio de la corriente, en función de la cantidad añadida de reactivo, indica el punto estequiométrico. Las curvas amperométricas son análogas a las conductimétricas, pero los principios utilizados en la medida son distintos en ambos casos.

Culombimétrico. En estas valoraciones se mide la cantidad de electricidad necesaria para completar una reacción de electrólisis o la generación electrolítica de un reactivo que actúa como valorante. Una medida exacta de la corriente y del tiempo permite calcular el número de culombios que intervienen en el proceso y, con ello, el número de equivalentes que se buscan.

VOLUMETRIASACIDO - BASE

CONCEPTO DE EQUILIBRIO ÁCIDO-BASEEl estudio de los equilibrios ácido-base constituye el fundamento de las valoraciones ácido-base o volumetrías de neutralización.

CONCEPTO DE ÁCIDOS Y BASES

Ácido Especie que puede producir un protón transformándose en una base (carácter protogénico)

Especie capaz de aceptar un protón transformándose en un ácido (carácter protofílico)

Base

ACIDO + H2O BASE + H3O +

PAR CONJUGADOÁCIDO/BASE

El ácido y la base son mutuamente dependientes en este equilibrio:

SISTEMA CONJUGADO

BASE + H2O ACIDO + OH-

Kb = cte. de basicidad

Kb = OH-ACIDO

BASE

Ka = cte. de acidez

ACIDO Ka = H3O+BASE

Estos equilibrios NO PUEDEN DARSE AISLADAMENTE, para que la reacción se produzca son necesarios DOS SISTEMAS CONJUGADOS ÁCIDO-BASE

Una REACCIÓN ÁCIDO-BASE consiste en la transferencia de un protón de un sistema conjugado a otro

ACIDO1 + BASE2 BASE1 + ACIDO2

Generalmente el segundo sistema es el disolvente y como el más frecuente es el agua:

HCl + H2O Cl- + H3O+

HAc + H2O Ac- + H3O+

H2O + NH3 OH- + NH4+

El catión H3O+

(ión hidronio)es el ácido conjugado de la base H2O

El anión OH–

(ión hidróxido o hidroxilo)es la base conjugada del ácido H2O

Sal de ácido fuerte y base fuerte: NaCl

Sal de ácido fuerte y base débil: NH4Cl

Sal de ácido débil y base fuerte: NaAc

Sal de ácido débil y base débil: NH4Ac

Ejemplos:

Una vez disociada el catión o el anión de la sal puede reaccionar con el agua:

Ac – + H2O HAc + OH – Kb

Son electrolitos fuertes que en disolución acuosa se disocian completamente:

NaAc Na+ + Ac –

NH4Cl NH4+ + Cl –

NH4+ + H2O NH4OH + H3O+ Ka

Producto de reacción de un ácido con una base. Sal

El agua tiene carácter ANFIPRÓTICO, puede comportarse como ácido y como base:

H2OBase frente a ácidos

Ácido frente a bases

H2O + H2O H3O+ + OH– (ácido 1) (base 1)(base 2) (ácido 2)

Reacción de autoprotólisis

CTE DE AUTOPROTOLISIS DEL AGUA

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA

KW = H3O+ OH–

El valor de Kw aumenta con la Tª

pKw = - log KwKW = 1,00 . 10 -14 a 25 ºC

En agua pura: H3O+ = OH– = √Kw = 10 –7 M

Concepto y escala de pH

pH = - log a H3O+ = - log H3O+

pOH = - log OH–

H3O+ = 10 - pH OH– = 10 -pOH

Sörensen (1929)

Según la IUPAC:

“ El pH es igual al menos logaritmo decimal de la actividad del protón”

Escala de pH

pH + pOH = pKW

Escala de 14 unidades a 25 ºC

pH disolución 1,00 M en H3O+

pH disolución 1,00 M en OH-

ÁCIDO NEUTRO BÁSICO

7

pH de varias sustancias

Bicarbonato sódico

Lago Ontario

Orina humana

Saliva, pH 5,7-7,1ALCALINO

ÁCIDO

Lechada de magnesia

Amoniaco

Lejía

Agua de mar

Sangre humana

Zumo de tomate

Zumo de limón

Manzanas

pH medio del agua de lluviaToronto, febrero 1979

Leche

Agua de lluvia teóricamente “pura”, pH 5,6

pH NEUTRO

pH letal para la mayoría de los peces, pH 4,5-5,0

Vinagre

La lluvia más ácida registrada en USA

Ácido de una batería

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASESFUERZA DE ÁCIDOS Y BASES

FUERZAFUERZALa facilidad de un ácido para ceder un protón y la de una base para aceptarlo

Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza:

TOTALMENTE: ácidos o bases FUERTES Ka o Kb ∞PARCIALMENTE: ácidos o bases DÉBILES Ka o Kb finita

Ácido fuerteÁcido fuerte

Ácido débil

Ácido débil

Base fuerteBase

fuerte

BasedébilBasedébil

Cede fácilmente un protón

Acepta fácilmente un protón

Cede con dificultad un protón

Acepta un protón con dificultad

Ejemplos:

HCl, HClO4, HNO3, H2SO4

NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2

CH3COOH, H2CO3, HCN, HF

NH3,C6H5NH2, CH3NH3Cl

Relación entre Ka y Kb de un par ácido-base conjugado

Relación entre Ka y Kb de un par ácido-base conjugado

Ka = H3O+

HA

A-

Kb = OH-HA

A-

HA+ H2O A– + H3O+

A- + H2O HA + OH–

Ka . Kb = H3O+

HA

A-

. OH-HA

A-

= H3O+ . OH- = KW

Cuanto mayor es Ka menor es Kb

Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y

viceversa

Ka . Kb = KW pKa + pKb = pKW

En el caso de un ácido diprótico:

H2O + H2A HA– + H3O+

HA- + H2O H2A + OH–

Ka1

Kb2

KW2 H2O H3O+ + OH–

Ka1 .

Kb2 = KW

A= + H2O

A= + H3O+ HA- + H2O

HA- + OH–

Ka2

Kb1

KW2 H2O H3O+ + OH–

Ka2 .

Kb1 = KW

Alcalimetrías: Determinación de la concentración de una base empleando un ácido fuerte de concentración conocida como sustancia valorante. Se emplea casi siempre ácido clorhídrico, HCl; a veces ácido sulfúrico, H2SO4; y casi nunca los ácidos nítrico (HNO3) y perclórico, (HClO4).

Acidimetrías. Determinación de la concentración de un ácido empleando una base fuerte de concentración conocida como sustancia valorante, como el NaOH.

Curvas de valoración ácido-base

Si representamos el pH medido por un electrodo en función del volumen añadido de sustancia valorante se obtienen curvas de valoración o curvas de titulación, similares a la de la figura. Se observa el rápido cambio del pH para un volumen determinado. El punto de inflexión de esta curva se llama punto de equivalencia y su volumen nos indica el volumen de sustancia valorante consumido para reaccionar con el analito.En ausencia de sistema medidor del pH, se pueden usar indicadores ácido-base, sustancias que mediante un cambio de color nos indican que se ha llegado al punto de equivalencia.

Antes de iniciar la valoración se debe elegir un indicador de pH adecuado según el punto de equivalencia previsto de la reacción. El punto de equivalencia se corresponde con el valor teórico de la valoración, pero en la práctica no es posible saberlo con exactitud. En dicho punto habrán reaccionado cantidades estequiométricas de ambos reactivos, y el pH de dicho punto depende de la fuerza relativa del ácido y la base empleados. Para conocer dicho valor se pueden emplear las siguientes reglas: Un ácido fuerte reacciona con una base fuerte para formar una

disolución neutra (pH = 7). Un ácido fuerte reacciona con una base débil para formar una

disolución ácida. Un ácido débil reacciona con una base fuerte para formar una

disolución básica.

Ácido fuerte-base fuerte

Ejemplo:

Se va a titular 25 ml de HCl 0.1 M con NaOH 0.1 M

• Teóricamente se requieren de 25 ml de NaOH para neutralizar el HCl (punto de equivalencia)

Neutralización• Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de

agua:

H+ + OH– — H2O

• El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados:

NaOH +HCl — H2O + NaCl

Durante la titulación de cualquier ácido fuerte con base fuerte se tienen tres regiones de la curva de titulación las cuales implican tres tipos de cálculos

(Antes de añadir la base el pH de la disolución acida esta dada por la concentración de [H+] = -log 0.1 = 1)

1. Antes del punto de equivalencia, el exceso de [H+] determina el pH de la solución.

2. En el punto de equivalencia, la cantidad de [OH-] agregada es la necesaria para reaccionar con la totalidad de [H+] , para formar H2O, la disociación del agua define el pH.

3. Después del punto de equivalencia, el exceso de [OH-] define el pH de la solución.

1. Adición de 10 ml de NaOH

10mL×0.100mol NaOH1 LNaOH

×1 L

1000mL=1.00×10−3mol

25mL×0.100mol HCl1L HCl

×1L

1000mL=2.50×10−3mol

1.50×10− 3mol HCl35mL

×1000mL1L

=0.043mol HCl /L

𝐩𝐇=− 𝐥𝐨𝐠𝟎 .𝟎𝟒𝟑=¿𝟏 .𝟑𝟕¿

2. Adición de 25 ml de NaOH. Este es un calculo simple por que implica una reacción de neutralización completa. En el punto de equivalencia, [H+] = [OH-] y el pH de la solución es 7.

35mL×0.100mol NaOH1 LNaOH

×1 L

1000mL=3.50×10− 3mol

1.00×10− 3mol NaOH60mL

×1000mL1L

=0.0167mol NaOH /L

pOH=− log 0.0167=¿1.78¿pH=14− pOH

¿14−1.78𝐩𝐇=𝟏𝟐 .𝟐𝟐

3. Adición de 35 ml de NaOH

Ácido debil-base fuerte

CH3–COO– (aq) + H2O(l) CH3–COOH (aq)+ OH–(aq)

CH3–COOH (aq) + NaOH (aq) CH3–COONa (aq)+ H2O(l)

10mL×0.100mol NaOH1 LNaOH

×1 L

1000mL=1.00×10−3mol

25mL×0.100molCH 3COOH

1LCH 3COOH×

1 L1000mL

=2.50×10−3mol

1. Adición de 10 ml de NaOH

Ka (CH3COOH) = 1.8 x 10-5

𝐩𝐇=− 𝐥𝐨𝐠𝟐 .𝟕×𝟏𝟎−𝟓=¿𝟒 .𝟓𝟕¿

25mL×0.100mol NaOH1 LNaOH

×1 L

1000mL=2.50×10− 3mol

2. Adición de 25 ml de NaOH.

Kb (CH3COO¯) = 5.6 x 10-10

𝑥2+5.6×10− 10𝑥−2.8×10−11=0

𝑥=−𝑏±√𝑏2−4𝑎𝑐2𝑎

𝑎𝑥2+𝑏𝑥+𝑐=0

[𝑂𝐻−]=𝑥=5.6×10−10±√ (5.6×10−10 )2−4 (1 ) (−2.8×10−11 )

2 (1 )

[𝑂𝐻−]=𝑥=5.3×10− 6𝑀𝑝𝑂𝐻=5.28

𝐾 𝑏=5.6×10− 10=

[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 ] [𝑂𝐻− ][𝐶𝐻 3𝐶𝑂𝑂

− ]= 𝑥2

0.050−𝑥

3. Adición de 35 ml de NaOH

35mL×0.100mol NaOH1 LNaOH

×1 L

1000mL=3.50×10− 3mol

1.00×10− 3mol NaOH60mL

×1000mL1L

=0.0167mol NaOH /L

pOH=− log 0.0167=¿1.78¿pH=14− pOH¿14−1.78

𝐩𝐇=𝟏𝟐 .𝟐𝟐

Ácido fuerte-base debil

Indicadores ácido-base

Un indicador ácido-base es en si un ácido o una base cuyas distintas formas protonadas tienen diferentes colores. Un ejemplo es el azul de timol, que presenta dos cambios de colores los cuales pueden aprovecharse

Por debajo de pH 1.7, la especie que predomna es rojo; a pH entre 1.7 y 8.9, la especie dominante es amarilla;y arriba de pH 8.9, la especie que predomina es azul. Para simplificar, las tres especies se representan por R, Am- y Az2- , respectivamente.El equilibrío entre R y Am- puede expresarse como:

Criterios para la elección

La diferencia entre el punto final observado y el punto de equivalencia verdadero se denomina ERROR DE TITULACION.

En general, se busca un indicador cuyo intervalo de transición se superponga lo mas posible con la zona de mayor pendiente de la curva de titulación. El error de titulación debido a la no coincidencia del punto final y el punto de equivalencia sera tanto mas pequeño cuanto mas inclinada sea la curva de titulación en la vecindad del punto de equivalencia.

Efecto del ion común

La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido o de una base débiles. Cuando el acetato de sodio y el ácido acetico se disuelven, se disocian y se ionizan formando iones CH3COO-