Titulación Ácido-Base CLASE II.pptx

Química Analítica
1º2º
Profesora María Eugenia Martin
1

Características
ACIDOS
 Tienen sabor agrio.
 Son corrosivos para la piel.
 Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.
 Disuelven sustancias
 Atacan a los metales
desprendiendo H2.
 Pierden sus propiedades al
reaccionar con bases.
 Conducen electricidad
BASES
 Tiene sabor amargo.
 Sensación jabonosa al tacto
 Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales.
 Precipitan sustancias
disueltas por ácidos.
 Disuelven grasas.
 Pierden sus propiedades al
reaccionar con ácidos.
 Conducen electricidad
2

Teoría de Arrhenius
 ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa libera H+ por
cada molécula, como uno de los productos de su
disociación iónica en contacto con el agua
HnA ( ac) nH+ (ac) + A-n ( ac)
 BASE: Sustancia que en disolución acuosa libera OH– por
cada molécula como uno de los productos de su disociación
iónica en contacto con el agua.
B(OH)n ( ac) B+n ( ac) + n OH- ( ac)
3

Teoría de Arrhenius
ACIDO + BASE SAL + H2O
REACCION DE NEUTRALIZACION
H+ + OH- H2O
LIMITACION : SOLO VALIDA EN MEDIO ACUOSO
Sustancias con propiedades básicas o acidas que no contienen protones,
H+, o iones hidroxilo (Ej. NH3)
4

Teoría Bronsted Lowry
 ACIDO: especie que tiene tendencia a ceder un H+.
NH3 + H3O+ NH4+ + H2O
 BASE: especie que tiende a aceptar un H+ .
NaOH + H3O+ Na+ + 2 H2O
 Se aplica independientemente del medio disolvente
5

Teoría Bronsted Lowry
 A todo acido le corresponde una base conjugada que esta
en equilibrio y viceversa.
ACIDO 1 + BASE 2 BASE 1 + ACIDO 2
H2O + HCl H3O+ + Cl-
BASE 1 ACIDO 2 ACIDO 1 BASE 2
PERMITE ORDENAR LA FUERZA DE LOS ACIDOS
6

ACIDO/ BASE CONJUGAD0
7
 Siempre que una sustancia se comporta
como ácido (cede H+) hay otra que se
comporta como base (captura dichos H+).
ÁCIDO (HA) BASE CONJUGADA (A–)
– H+
+ H+

ACIDO/ BASE CONJUGAD0
8
 Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su
“base conjugada” y cuando una base captura H+
se convierte en su “ácido conjugado”.
BASE (B) ÁCIDO CONJUGADO (HB+)
+ H+
– H+

Ácido/base conjugado
9
Disociación de un ácido:
HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac)
 En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se
transforma en Cl– (base conjugada)
Disociación de una base:
NH3 (g) + H2O (l) NH4
+ + OH–
 En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que
se transforma en NH4
+ (ácido conjugado)

Teoría de Lewis
ÁCIDOS:
 Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de
aceptar un par de electrones y formar un enlace
covalente
BASES:
Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de
aportar un par de electrones para formar un enlace
covalente
10

Teoría de Lewis
11
 De esta manera, sustancias que no tienen átomos de
hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como
ácidos:
AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3

AUTOIONIZACION DEL H2O
 El H2O actúa como aceptor o dador de H+
 Se produce una ionización llamada AUTOIONIZACION
DEL H2O
H2O + H2O H3O+ + OH-
H2O H+ + OH-
[H3O+] = [ OH-] de aquí se comprueba que el H2O puede
actuar como base o como acido ANFOLITA
12

Equilibrio de ionización del agua.
13
 Constante de equilibrio
H+ · OH–
Kc = ——————
H2O
 Constante de producto iónico del agua
 Kw = 10
-14

 [ ]×[ ]
-
w 3
K H O OH

Concepto de pH/ pOH
 pH es una medida de la concentración de H+ en una
solución
pH= - log [H+]
 pOH es una medida de la concentración de OH- en
una solución
pOH= -log [OH-]
14

Concepto de pH/pOH
 El valor de dicho producto iónico del agua es:
KW = 10–14 = [ H+] [OH-]
- log Kw= -log[H+] – log [OH-]
- log 10-14 = -log[H+] – log [OH-]
14= pH+pOH
15

Tipos de disoluciones
 Ácidas: [H+] > [OH-]
H+ > 10–7 M  pH < 7 [OH-] < 10-7 M pOH >7
 Básicas: [H+] < [OH-]
H+ < 10–7 M  pH > 7 [OH-] > 10-7 M pOH < 7
 Neutras:[H+]=[OH-]
H+ =[OH-]= 10–7 M  pH = 7
16

FUERZA DE ACIDOS Y BASES
 Se los clasifica en FUERTES o DEBILES
 La fuerza de un acido puede medirse por la fracción de
sus moléculas ionizadas
 Cuando un acido o una base se disuelven pueden
ionizarse totalmente o parcialmente
20

Porcentaje de =
ionización
Concentración del ácido ionizado en equilibrio
Concentración inicial del ácido
x 100%
Para un ácido monoprótico HA
Porcentaje de =
ionización
[H+]
[HA]0
x 100% [HA]0 = concentración inicial

Electrolitos fuertes y débiles
 Electrolitos fuertes:
Están totalmente disociados
Ejemplos:
HCl (ac)  Cl– + H+
NaOH (ac)  Na+ + OH–
 Electrolitos débiles:
Están disociados parcialmente
Ejemplos:
CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O NH4
+ + OH–
22

ACIDOS Y BASES FUERTES
 El % de ionización es del 100%, elevada tendencia a
ceder H+
Hx + H2O H3O+ + X-
Donde la [AC] = [H+]
ACIDO FUERTE / BASE CONJUGADA DEBIL
BASE FUERTE / ACIDO CONJUGADO DEBIL

Ácidos y Bases Fuertes
 Dado que la mayoría de las reacciones se dan en
medio acuoso , y el H2O se comporta como base o
acido débil:
HA + H2O A– + H3O+
A– · H3O+ A– · H3O+
Kc = ——————  Kc · H2O = ——————
HA · H2O HA
24
 

  
3
2
[ ] [ ]
[ ]
[ ]
C a
A H O
K H O K
HA
Ka constante de
acidez

 Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o
débiles:
 Si Ka > 100  El ácido es fuerte y estará disociado
casi en su totalidad.
 Si Ka < 1  El ácido es débil y estará sólo
parcialmente disociado.
 A mayor Ka mayor será la disociación del acido,
por lo cual mayor [A-] y [H+]
25

B + H2O BH+ + OH–
 BH+ x OH– BH+ x OH–
Kc = ——————  Kc x H2O = ——————
B x H2O B
26
 

  
2
[ ] [ ]
[ ]
[ ]
C b
BH OH
K H O K
B
 (K basicidad)

 Para una base
B + H2O BH+ + OH-
Siguiendo el mismo razonamiento a mayor Kb mayor
disociación de la base y mas fuerte

Fuerza de ácidos y bases (pK)
 Al igual que el pH se denomina pK a:
 pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb
 Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb
mayor es la fuerza del ácido o de la base.
 Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb
menor es la fuerza del ácido o de la base.
28

CALCULOS DE CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO
DE SISTEMAS ACIDO BASE
 Para poder calcular concentraciones de equilibrio en
disoluciones es necesario disponer de una serie de pasos
a seguir:
 CONDICIONES DE EQUILIBRIO ( CONSTANTE DE E)
 BALANCE DE MASAS DE TODAS LAS ESPECIES
( CONSERVACION DE LA MASA)
 BALANCE DE CARGAS ( ELECTRONEUTRALIDAD)
29

CALCULOS DE CONCENTRACIONES EN EL
EQUILIBRIO DE SISTEMAS ACIDO BASE
 ACIDOS FUERTES
 Son aquellos que en concentración moderada ( 0,1M)
se disocian totalmente en agua y la constante de
equilibrio es mucho mayor que la unidad
HA + H2O A- + H3O+
HA A-
+ H+
H2O H+
+ OH-

 Equilibrio del H2O
Kw= 10-14 = [H+] [OH-]
 Balance de masa
Ca = [A-]
 Balance de cargas
[H+]= [A-]+ [OH-]

 Despejo [OH-] , [A-] y reemplazo en balance de
cargas:
 Ecuación general para ácidos FUERTES
[H+]= Ca + Kw
[H+]

 Para ácidos muy concentrados
Ca > Kw [H+] = Ca
[H+]
[H+]= [A-] = [ HA] i= Ca
 Para ácidos muy diluidos( acidez solo se debe al H2O)
Ca < Kw [H+]2 = Kw [H+]= 10-7 pH= 7
[H+]

 BASES FUERTES
 Son aquellas que en concentración moderada ( 0,1M)
se disocian totalmente en agua y la constante de
equilibrio es mucho mayor que la unidad
BOH + H2O OH- + B+
BOH OH- + B+
H2O H+ + OH-

 Equilibrio del H2O
Kw= 10-14 = [H+] [OH-]
 Balance de masa
Cb = [B+]
 Balance de cargas
[H+] [B+]=[OH-]

 Despejo [H+] , [B+] y reemplazo en balance de cargas:
 Ecuación general para bases FUERTES
[OH-]= Cb + Kw
[OH-]

 Para bases muy concentrados
Cb > Kw [OH-] = Cb
[OH-]
[OH-]= [B+] = [ BOH] i= Cb
 Para bases muy diluidos( acidez solo se debe al H2O)
Cb < Kw [OH-]2 = Kw [OH-]= 10-7 pOH= 7
[OH-]

 ACIDOS DEBILES
HA A- + H+
H2O H+ + OH-
 EQUILIBRIO
Kw = [H+]+ [OH-] Ka = [A-] [H+]
[HA]

 BALANCE DE MASAS
Ca= [HA] + [A-]
 BALANCE DE CARGAS
[H+] = [A-]+[OH-]
ECUACION DISOLUCION DE ACIDOS DEBILES EN H2O
[H+]= Ca Ka + Kw
Ka +[H+] [H+]

 PARA ACIDOS MUY DEBILES O MUY DILUIDOS(
como si solo hubiese H2O)
[H+] = [OH-]
[H+]= Kw pH= 7
[H+]
 DESPRECIO LA ACIDEZ DEL H2O
[H+]= [A-]
[H+]= Ca Ka
Ka + [H+]

 Puedo tener un acido totalmente disociado
Ca= [A-] [H+] << Ka
[H+] = Ca Ka [H+] = Ca
Ka
 Acido poco disociado CASO MAS FRECUENTE , ACIDO MAS
FUERTE QUE EL H2O Y PARCIALMENTE DISOCIADO
Ca> Ka [H+]= Ca Ka [H+]2 = Ka Ca
[H+]

 BASE DEBIL
 Cuando la base A- se protona y reacciona con el
disolvente
A- + H2O HA + OH-
EQUILIBRIO
Kw = [H+] [OH-] Kb = [HA] [OH-]
[A-]

ECUACION GENERAL DE DISOCIACION BASE DEBIL
EN H2O
[OH-] = Cb Kb + Kb
Kb + [ OH-] [OH-]

 BASE MUY DILUIDA O MUY DEBIL
[OH-] 2 = Kw pOH=7
 BASICIDAD DEL H2O DESPRECIABLE
[OH-] < Kb [OH-] = Cb Kb
Kb
[OH-] >Kb [OH-] = Cb Kb
[OH-]

RELACION ENTRE Ka Y Kb
 Equilibrio de disociación de un ácido:
HA + H2O A– + H3O+
 Reacción de la base conjugada con el agua:
A– + H2O HA + OH–
A– x H3O+ HA x OH–
Ka = —————— ; Kb = ——————
HA A–
A– x H3O+ x HA x OH–
Ka x Kb = ———————————— = KW
HA x A–
45

Relación entre Ka y Kb conjugada
 En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa
que:
 Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil.
 Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.
 A la constante del ácido o base conjugada en la
reacción con el agua se le suele llamar constante de
hidrólisis (Kh).
46

Ácidos polipróticos
 Son aquellos que pueden ceder más de un H+
 Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie:
H2CO3 + H2O HCO3
– + H3O+
HCO3
– + H2O CO3
2– + H3O+
HCO3
–  · H3O+ CO3
2–  · H3O+
Ka1 = ———————— Ka2 = ———————
H2CO3 HCO3
– 
Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M
 La constantes sucesivas siempre van disminuyendo .Por lo que se
considerà [H+] proviene de la 1º ionización
47

VOLUMETRIA
 CURVA DE TITULACION : Análisis estequiometrico
de soluciones acido base.
 Se analiza que ocurre con el pH de un acido cuando se
añade en pequeñas cantidades una base o viceversa
 Análisis cuantitativo
48

VOLUMETRIA
 Consiste en determinar cuantitativamente una
sustancia por medida del volumen de una disolución
de concentración conocida AGENTE VALORANTE
que reacciona con la sustancia a determinar
VALORADO
 Disponer de una solución valorante
 Disponer de un sistema indicador( punto final)
 Disponer de material volumetrico

VOLUMETRIA
 Reacción de valoración:
 Ser rápida
 Ser cuantitativa
 Ser estequiometria
 Final de la reacción detectable por un indicador

VOLUMETRIA
 AGENTE VALORANTE: patrón primario o una disolución
previamente contrastada con un patrón primario.
 Un patrón primario es usualmente un sólido que cumplen
con las siguientes características:
 Tienen composición conocida.
 se conoce la estructura y elementos que lo componen,
 Deben tener elevada pureza.99,9%
 Estable a T ambiente
 Debe reaccionar rápidamente
 P Eq grande

VOLUMETRIA
 Cuando en la reacción las cantidades estequiometricas
del valorante y el analito valorado son idénticas se
alcanzo PUNTO DE EQUIVALENCIA de la valoracion.
Equivalentes del valorado= equivalentes del valorante
V1 N1= V2 N2

VOLUMETRIA
 PUNTO FINAL: se aprecia por un cambio brusco de
alguna propiedad de la disolución( cambio de color del
indicador)
 El indicador se elige tal que el punto final coincida con
el punto de equivalencia para que el error sea el
mínimo posible.

VALORACION ACIDO BASE
 ACIDO Y BASE FUERTE
 ACIDO Y BASE DEBIL
 ACIDO FUERTE BASE DEBIL
 ACIDO DEBIL BASE FUERTE
54

 PUNTO DE EQUIVALENCIA: ph correspondiente al
punto en el cual el numero de equivalentes del acido es
igual al numero de equivalentes de la base .
N° H+ cedidos por el acido= N° H+ aceptados por la base
 Tiene como finalidad determinar la concentración del
valorando mediante la medida exacta del valorante con
el que reacciona y del cual conocemos la concentración

 La neutralización de un ácido/base con una base/ácido
de concentración conocida se consigue cuando
n(OH–) = n(H3O+)
HA + B H2O + AB

Valoraciones ácido-base
Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b
Normalidad = Molaridad x n (H+ u OH-)
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
57

Indicadores de pH
 Son sustancias que cambian de color al pasar de la
forma ácida a la básica y permiten determinar el
punto de equivalencia.
 Son sustancia orgánicas que se ionizan y cambian
su color
 El color esta determinado por el pH( viraje de color)
Y se da en un intervalo estrecho de pH
HIn + H2O In– + H3O+
forma ácida forma básica
58

Indicadores ácido-base
HIn (ac) H+ (ac) + In- (ac)
 10
[HIn]
[In-]
Color del ácido (HIn) predomina
 10
[HIn]
[In-]
Color de la base conjugada (In-) predomina

Algunos indicadores de pH
Indicador
Color forma
ácida
Color forma
básica
Zona de
viraje (pH)
Violeta de
metilo
Amarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de
metilo
Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10
60

CURVA DE TITULACION ACIDO BASE
 Son graficas que permiten cualitativamente y
cuantitativamente la neutralización acido base a partir
de datos obtenidos experimentalmente
 A partir del grafico pH del analito vs Volumen del
valorante agregado se puede determinar teóricamente
el punto de equivalencia

Titulaciones de un ácido fuerte con una base fuerte
NaOH (ac) + HCl (ac) H2O (l) + NaCl (ac)
OH- (ac) + H+ (ac) H2O (l)

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