El documento resume los principales temas relacionados con los equilibrios ácido-base. Incluye definiciones de ácidos y bases según Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. Explica la autoionización del agua y la escala de pH. También cubre la fuerza de ácidos y bases a través de las constantes de ionización, y conceptos como hidrólisis y disoluciones amortiguadoras.

2. Reacciones químicas
¿Cuánto se produce?
¿Cuánto reacciona?
¿Desprende o absorbe calor?
¿Cuánto calor?
Tema 2
Estequiometría
Tema 3
Termoquímica
Tema 4
Espontaneidad
¿Por qué se produce?
¿En qué dirección?
Tema 5
Equilibrio
¿Cuándo se alcanza?
¿Cómo modificarlo?
Tema 11
Cinética
¿Cómo de rápido va?
¿Cómo acelerarla?
Tipos
Tema 6
Eq. de fases
Tema 9: Eq. solubilidad
Tema 8: Eq. ácido-base
Tema 10: Eq. redox
Tema 7
Disoluciones

3. “Probablemente no haya otro tipo de equilibrio
tan importante como el de ácidos y bases”
B. M. Mahan y R. J. Myers
Química. Curso Universitario (4ª ed.).

4. CONTENIDO
1.- Definiciones de ácidos y bases.
2.- La autoionización del agua. Escala de pH.
3.- Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización.
4.- Tratamiento exacto de los equilibrios de ionización.
5.- Hidrólisis.
6.- Disoluciones amortiguadoras.
7.- Indicadores.
8.- Valoraciones ácido-base.

5. Equilibrio químico
A + B  C + D
Reactivos  Productos

6. Equilibrio Iónico
•Reacciones de equilibrio en solución
•Participan electrolitos
•Acidos bases y sales

7. Electrolitos
Son sustancias que confiere a una solución la capacidad de
conducir la corriente eléctrica y estos es posible porque sus
moléculas se disocian en iones, los cuales pueden
desplazarse.
Electrolitos fuertes: se disocian totalmente en H2O,
buenos conductores de la electricidad.
Ej.: HCl, HBr, HNO3, LiOH, NaOH, CaOH
Electrolitos débiles: se disocian parcialmente muy poco
en H2O, no conducen la electricidad.
Ej.: H2O, ácido acético, hidróxido de amonio

8. DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
1
1.1.- Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
HCl  H+ (aq) + Cl- (aq)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH-
NaOH Na+ (aq) + OH- (aq)

9. Svante August Arrhenius
(1859-1927)
[http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1903/index.html]
“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha
prestado al avance de la química mediante su teoría
electrolítica de la disociación”.
1903
Tercer premio Nobel
de Química
Limitaciones:
* Sustancias con propiedades básicas que no contienen
iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)
* Se limita a disoluciones acuosas.
Se requiere una perspectiva más general

12. Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)

13. 1.2.- Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
ácido base base
ácido
Transferencia
protónica
NH3 (aq) + H2O (l)  NH4
+ (aq) + OH- (aq)
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
Ventajas
Par ácido-base conjugado
Sustancia anfótera
(puede actuar como
ácido o como base)

14. Las reacciones pueden describirse en términos de pares
conjugados. El ácido y su base conjugada constituyen un sistema
conjugado. Ácido y base se diferencian en un protón. Puede
representarse: ácido  base conjugada + protón
El protón no tiene existencia libre, y debe pasar a otra base. En
consecuencia se establece un equilibrio en un doble sistema
conjugado:
Ácido 1 + base 1  ácido 2 + base 2

18. Acido
conjugado
Base
conjugada
• H3O+ • H2O
• H2O • OH-
• H2SO4 • HSO4
-
• HSO4
- • SO4
2-
• NH4
+ • NH3
• NH3 • NH2
-
• H3PO4 • H2PO4
-
• H2PO4
- • HPO4
2-
• HPO4
2- • PO4
3-
• CH3COOH • CH3COO-
• CH3NH3
+ • CH3NH2

19. El agua como anfótero

20. 1.3.- Lewis (1923)
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par
de electrones no compartidos.
H+ + :N H
H
H
N H
H
H
H
+

21. Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)
El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.
La base puede ceder pares de electrones a otras especies
Definición más general
H N:
H
H
+ B F
F
F
H N
H
H
B F
F
F
base ácido

23. •Fuertes
•Débiles

24. Dado que los ácidos y las bases son electrolitos
(sustancias cargadas) la fuerza de un ácido está dada por:
* el grado de ionización del ácido
* la conductividad eléctrica
* el valor de la K
La ionización de un ácido es una reacción de equilibrio,
por lo tanto la determinación de la K de equilibrio da una
medida cuantitativa de la fuerza del ácido.
Si el valor de la K es:
sobre 1.5 ácido muy fuerte
1,5 - 0,5 ácido fuerte
10-2 - 10-4 ácido moderadamente débil
10-7 - 10-14 ácido débil

27. Constante de disociación (Ka y kb)
Cuando un ácido, HA, se encuentra en disolución acuosa
se disocia según el equilibrio:
HA(ac) + H2O(l)  A-
(ac) + H3O+
(ac)
La constante del ácido en el equilibrio se expresa:
[A-] [H3O+] representa la concentración molar en el eq..
Ka =------------------
[HA] representa la concentración molar del
ácido no ionizado
Ka representa siempre la K de disociación de un ácido en
agua.

28. [A-] . [H3O+]
Ka = ------------------
[AH]

29. Substance Formula Ka
Acetic Acid HC2H3O2 1.7 x 10-5
Benzoic Acid HC7H5O2 6.3 x 10-5
Boric Acid H3BO3 5.9 x 10-10
Carbonic Acid H2CO3 4.3 x 10-7
HCO3
- 4.8 x 10-11
Cyanic Acid HCNO 3.5 x 10-4
Formic Acid HCNO2 1.7 x 10-4
Hydrocyanic Acid HCN 4.9 x 10-10
Hydrofluric Acid HF 6.8 x 10-4
Hydrogen Sulfate ion HSO4
- 1.1 x 10-2
Hydrogen Sulfide H2S 8.9 x 10-8
HS- 1.2 x 10-13
Hypochlorous acid HClO 3.5 x 10-8
Nitrous Acid HNO2 4.5 x 10-4
Oxalic Acid H2C2O4 5.6 x 10-2
HC2O4
- 5.1 x 10-5
Phosphoric Acid H3PO4 6.9 x 10-3
H2PO4
- 6.2 x 10-8
HPO4
-2 4.8 x 10-13
Phosphorous Acid H2PHO3 1.6 x 10-2
HPHO3
- 7 x 10-7
Propionic Acid HC3H5O2 1.3 x 10-5
Pyruvic Acid HC3H3O3 1.4 x 10-4
Sulfurous Acid H2SO3 1.3 x 10-2
HSO3
- 6.3 x 10-8

31. Cuando una base, B, se encuentra en disolución
acuosa capta un protón, de acuerdo con el eq.
siguiente:
B-
(ac) + H2O(ac)  BH+
(ac) + OH-
(ac)
[BH+] [OH-]
Kb =------------------
[B]
Kb representa la constante de disociación de una base
en agua.

32. [B+] . [HO-]
Kb = ------------------
[BOH]

34. .Ionización del
agua y concepto de pH.
Auto ionización del agua
El agua es un electrolito débil, se disocia parcialmente. Puede actuar
como ácido o base, pues se encuentra parcialmente disociado, según
el equilibrio:

35. La formación de un ion H3O+ por ionización del H2O
siempre da también el ion OH-.
Así, en el agua pura la concentración de H3O+
siempre es igual a la concentración de OH-
Se ha demostrado que en H2O pura a 25 ºC
[H3O+] = [OH-] = 1 * 10-7mol/litro
[H3O+] = [H+]

36. Donde la keq se conoce con el nombre de producto iónico
de agua.
Keq = kw = producto iónico de agua
keq = kw = [H3O+] [OH-]
kw = 1* 10-7mol/l * 1*10-7mol/l
kw = 1*10-14 a 25 ºC
Esta expresión es válida tanto para H2O pura como para
disoluciones acuosas diluidas a 25 ºC .
La expresión de la constante del producto ionico del agua
también se puede deducir de la relación entre ka y kb para
un par ácido-base conjugado:

37. HA(ac) + H2O(ac)  A-
(ac) + H3O+
(ac)
ácido base base conj. ácido conj.
Sus equilibrios de disociación están dado por ka o kb:
HA(ac) + H2O(l)  A-
(ac) + H3O+
(ac)
[A-] [H3O +]
ka = ------------------
[HA]
A-
(ac) + H2O(l)  HA(ac) + OH-
(ac)
[HA] [OH-]
kb = ------------------
[A- ]

38. [A-] [H3O +] [HA] [OH-]
ka x kb = ------------------------------- =
[A- ] [HA]
ka x kb = [H3O +][OH-] = kw

39. LAAUTOIONIZACIÓN DELAGUA.
ESCALA DE pH.
Equilibrio de autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + OH- (aq)
pH = - log [H3O+]
pOH = - log [OH-]
- log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-]
14 = pH + pOH
Kw = [H3O+][OH-]
Producto iónico del agua
A 25ºC, Kw = 10-14
[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

40. La escala de pH constituye una manera conveniente
de expresar la acidez y basicidad de las soluciones
acuosas diluidas.
El pH de una solución se define: pH = - log [H]
La p minúscula antes de un símbolo se lee como
logaritmo negativo de la concentración de...
pOH = - log [OH-]
pH = - log 10-7 = 7
pOH = - log 10-7 = 7

41. Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7  pH = 7
[OH-] = 10-7  pOH = 7
DISOLUCIÓN
NEUTRA
[H3O+] = [OH-]
pH = 7
DISOLUCIÓN
ÁCIDA
[H3O+] > [OH-]
pH < 7
DISOLUCIÓN
BÁSICA
[H3O+] < [OH-]
pH > 7
pH
7
ácida básica

42. La acidez se define a través del pH, donde:
pH= -log [H+]
Para el agua pH= 7
Disoluciones ácidas ,
0
< pH < 7
Disoluciones básicas ,
7
< pH > 14

43. A 25 ºC se cumple que Kw = [H3O+] . [OH-] = 10-14
tomando logaritmos y cambiando el signo
-log Kw = - log [H3O+] - log [OH-]
pKw = pH + pOH = 14
Esta expresión permite relacionar las concentraciones de
iones idronio e hidroxilo en una disolución.

44. [ H3O+ ] pH carácter
10 -1 1 ácido
10 -2 2 ácido
10 -3 3 ácido
10 -4 4 ácido
10 -5 5 ácido
10 -6 6 ácido
10 -7 7 neutro
10 -8 8 básico
10 -9 9 básico
10 -10 10 básico
10 -11 11 básico
10 -12 12 básico
10 -13 13 básico
10 -14 14 básico

46. •Ácidos y bases fuertes
•pH = -log [H+]
•pH + pOH = 14
•Ácidos y Bases débiles

47. HIDRÓLISIS.
5
Comportamiento ácido–base de las sales
Neutras
Ácidas
Básicas
¿Cómo determinarlo de forma cualitativa?
1. Disociar la sal en sus iones
2. Identificar su procedencia
3. Determinar cuáles se pueden hidrolizar
4. Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis

48. 5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte
[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]
NaCl (s)
H2O
Na+ (aq) + Cl- (aq)
Procede de una base fuerte (NaOH).
No se hidroliza
Procede de un ácido fuerte (HCl).
No se hidroliza
Disolución neutra

49. 5.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil
[p.ej.: NH4Cl]
NH4Cl (s)
H2O
NH4
+ (aq) + Cl- (aq)
Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza
Procede de un ácido fuerte (HCl).
No se hidroliza
Disolución ácida
)
NH
(
K
K
)
NH
(
K
]
[NH
]
O
][H
[NH
K
3
b
w
4
a
4
3
3
h 

 


NH4
+ (aq) + H2O (l)  NH3 (aq) + H3O+ (aq)

50. 5.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte
[p.ej.: CH3COONa]
CH3COONa (s)
H2O
CH3COO- (aq) + Na+ (aq)
Procede de un ácido débil (CH3COOH). Se hidroliza
Procede de una base fuerte (NaOH).
No se hidroliza
Disolución básica
)
COOH
CH
(
K
K
)
COO
CH
(
K
]
COO
[CH
]
COOH][OH
[CH
K
3
a
w
3
b
3
3
h 

 -
-
-
CH3COO- (aq) + H2O (l)  CH3COOH (aq) + OH- (aq)

51. 5.4. Sales procedentes de ácido débil y base débil
[p.ej.: NH4CN]
NH4CN (s)
H2O
NH4
+ (aq) + CN- (aq)
Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza
Procede de un ácido débil (HCN). Se hidroliza
Si Kh (catión) > Kh (anión) Disolución ácida
Si Kh (catión) < Kh (anión) Disolución básica
Si Kh (catión) = Kh (anión)  Disolución neutra
[Para el NH4CN: disolución básica]

52. •Sales neutras
•Sales ácidas
•Sales básicas

53. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.
6
Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental
(p.ej. reacciones bioquímicas)
Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones que
mantienen un pH aproximadamente constante cuando se agregan
pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen.
Composición
Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada
(o una base débil y su ácido conjugado).
(p.ej.: CH3COOH/CH3COONa)

54. Mecanismo de acción:
HA (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + A- (aq)
[HA]
]
[A
log
pK
pH
;
]
[A
[HA]
K
]
O
[H
;
[HA]
]
O
][H
[A
K a
a
3
3
a
-
-


-




Si al equilibrio le añado, p.ej., un ácido, se desplazará a la izquierda,
disminuirá el cociente [A-]/[HA] y el pH bajará.
Pero si la cantidad añadida es pequeña comparada con las
cantidades (grandes) que hay de A- y HA, el cociente cambiará muy
poco y el pH apenas se modificará.
P.ej.: * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 a 3.
* si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de disolución que contiene
0.7 moles de acético y 0.6 moles de acetato sódico, el pH pasa
de 4.688 a 4.686.

55. ¿Cómo calcular el pH de una disolución tampón?
Con el tratamiento exacto (apartado 4).
¿Cómo estimar aproximadamente el pH de una disolución tampón?
Dado que las concentraciones iniciales de ácido y de su base conjugada
son grandes, se puede suponer que las cantidades que desaparecerán y
que aparecerán mientras se va alcanzando el equilibrio serán pequeñas,
comparadas con las iniciales.
Por tanto, en la fórmula anterior las concentraciones en el equilibrio
se pueden aproximar por las concentraciones iniciales.
Exacta
o
o
a
[ácido]
[base]
log
pK
pH 
 Aproximada
eq
eq
a
[HA]
]
[A
log
pK
pH
-


eq
eq
a
[ácido]
[base]
log
pK
pH 

Ecuación de
Henderson-Hasselbalch

56. Karl Albert Hasselbalch
(1874-1962)
Lawrence Joseph Henderson
(1878-1942)

57. Características importantes de una disolución amortiguadora:
* Su pH  depende de Ka y de las concentraciones
* Su capacidad amortiguadora
Capacidad amortiguadora: Cantidad de ácido o base que se puede
agregar a un tampón antes de que el pH comience a cambiar de
modo apreciable.
¿De qué depende?
* Del número de moles de ácido y base
(deben ser altos para que la capacidad también lo sea)
* Del cociente [base]/[ácido].
(para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a 1.
Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente.
Mayor eficiencia: cuando pH = pKa)

58. Disoluciones reguladoras o buffers
Son disoluciones que tienen la particularidad de mantener su pH constante.
Su pH no varía apreciablemente tras la adición, dentro de ciertos márgenes,
de ácidos o bases fuertes. (Capacidad reguladora o buffer)
La naturaleza ofrece muchos ejemplos de la existencia de dicho tipo de disoluciones
que en esencia consisten en una mezcla en disolución ácido/base conjugada.
* Aparecen en la valoración de ácidos y bases débiles con bases-ácidos fuertes.
Cálculos:
Se debe utilizar la ecuación de Henderson-Hasselbach, para evaluar los
cambios de pH en sistemas de reguladoras:
pH ácido
pH alcalino
Capacidad reguladora
Se define como el nº de moles
ácido o base que es preciso añadir
a la reguladora, para provocar un
cambio de una unidad de pH.
Depende de:
1 El valor de pKA
2 La ratio de
concentraciones del par
que la compone.

59. Ejemplo de cálculos con reguladoras
Calcular y representar las variaciones de pH que acontecen según que
se vayan adicionando incrementos de 10 ml de una disolución de HCl
1.0 M hasta un total de 100 ml sobre a) 100ml de agua pura
(no reguladora) y b) 100 ml de disolución (reguladora) 1.0 M en HA y
1.0 M en A-. Decir a que pH tiene lugar la ruptura de la capacidad
Reguladora.
ml de HCl
añadidos
pH
reguladora
no reguladora
100 0.30 3.5
reguladora
no reguladora

60. Ejemplo de cálculos con reguladoras
Determinar la capacidad reguladora de una mezcla 1:1 de un ácido
débil y su base conjugada a las siguientes concentraciones:
1.0 M, 0.5 M, O.1 M, 0.05 M y 0.01 M, o genérica C M
Solución:
Asumiendo que[HA] =[A-] = C
La capacidad reguladora se
define como:
Concentración (M) Capacidad reguladora
¡La capacidad sería mas pequeña con
una razon distinta!

61. Ejemplos de aplicación
1 Determinación de la ácidez de una muestra.
Es preciso saber de antemano si los ácidos presentes son fuertes,
débiles o muy débiles. En este último caso es preciso exaltar la
acidez de la muestra (adicionando un polialcohol). La muestra se valora
Con NaOH 0.1 M y fenoftaleina como indicador.
2 Determinación de la salinidad ( aguas, suelos, disoluciones fertilizantes).
La muestra se hace pasar por una resina cambiadora de iones en
forma de hidrógeno. La acidez resultante se valora con NaOH y fenoftaleina
o naranja de metilo.
3 Determinación de la alcalinidad de una muestra
Se procede igual que en el caso 1 salvo que la valoración es con HCl y se usa
naranja o rojo de metilo como indicador
4 Determinación de mezclas de carbonatos y bicarbonatos
5 Determinación de carbonatos
Se disuelve la muestra con exceso conocido de HCl y el exceso de ácido
se valora por retroceso con NaOH ( método indirecto)
6 Determinación de nitrógeno (amonio) en muestras orgánicas (Método
Kjeldhal)
La muestra se ataca con H2SO4 (c) y en caliente. Todo el nitrógeno se
transforma en NH4
+. Se adiciona NaOH en exceso conocido
y se destila el amoniaco. El exceso de álcali se valora con HCl. El
consumo de ácido se relaciona con el contenido en amonio (nitrógeno)

62. INDICADORES.
7
Indicadores: Ácidos o bases débiles cuyas formas ácido/base
conjugadas presentan colores diferentes.
HInd (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + Ind- (aq)
Color A Color B
Cuando a una disolución le añadimos un indicador,
estarán presentes las dos especies HInd e Ind-.
[HInd]
]
O
][H
[Ind
(HInd)
K 3
a

-


63. ¿Qué color veré?
• Si [HInd]/[Ind-]  10 Color A (predomina forma ácida)
• Si [HInd]/[Ind-]  0.1 Color B (predomina forma básica)
• Si 0.1< [HInd]/[Ind-]<10Color mezcla de A y B
El cociente depende de la Ka y del pH:
]
[Ind
[HInd]
K
]
O
[H Ind
3 -



[HInd]
]
O
][H
[Ind
K 3
Ind

-

• Si [HInd]/[Ind-]  10 3O] 10 KInd pH  pKInd –1
Color A (predomina forma ácida)
• Si [HInd]/[Ind-]  0.1 3O] 0.1 KInd pH  pKInd +1
Color B (predomina forma básica)
• Si 0.1< [HInd]/[Ind-]<10pKInd –1 < pH < pKInd +1 Mezcla A y B
Intervalo de viraje (2 unidades de pH)

64. Indicadores
Efecto de la concentración de Indicador
P.E
% valoración % valoración
Curva en
ausencia de
indicador
Concentración
elevada de
indicador
•Se debe de usar la cantidad mínima de indicador necesaria
para producir el cambio perceptible de coloración en el P.E.
•El indicador no altera su color significativamente hasta que
se sobrepase el P.E.
•Esto último suele requerir la conversión 1/10 entre las formas
conjugadas del indicador.
Carácterísticas de selección:

65. Selección del indicador
El pH requerido para la conversión de color aproximada exige una proporción: 1/10
entre las concentraciones de las formas conjugadas del indicador en equilibrio.
Partiendo de la forma ácida del indicador:
Partiendo de la forma básica del indicador:
Por lo que el intervalo óptimo de pH de viraje del indicador, sería:
¡Expresión que permite seleccionar el indicador de viraje en zona ácida
o básica de acuerdo con su pKA!

66. Ejemplos de Indicadores
Fenoftaleina
Azul de bromotimol
Rojo de metilo

67. Intervalos de viraje de indicadores

68. Errores de Indicador
Errores determinados:
*Son imputables al consumo de valorante por el indicador
•Se minimizan valorando blancos de muestra con el indicador presente, usando
los mismos volúmenes de muestra e idéntica cantidad de indicador. El consumo
del indicador, se sustrae del volumen consumido en la valoración de la muestra.
Errores indeterminados:
*Son achacables a la forma con la que el analista percibe el viraje del indicador.
•Se pueden minimizar valorando blancos ( en ausencia del analito) o bien prepa-
rando una disolución de referencia como blanco en la que se ajusta el pH exacto
del punto final deseado (pKA indicador–1)

69. VALORACIONES ÁCIDO-BASE.
8
¿Cómo podemos determinar la concentración de un ácido
o de una base en una disolución?
Método más empleado: valoración ácido-base
Una disolución que contiene una concentración conocida de
base (o ácido) se hace reaccionar con una disolución de ácido
(o de base) de concentración desconocida.
Medimos el volumen de la disolución de base (o ácido)
necesario para que consuma (neutralice) todo el ácido (o base).
Cuando se logra la neutralización completa:
Punto de equivalencia

70. ¿Cómo sé cuándo he llegado al punto de equivalencia?
Curva de valoración: Representación del pH en función del
volumen añadido.
Punto de
equivalencia

71. Titulación

72. Valoraciones ácido base
•Están basadas en una reacción ácido-base (reacción volumétrica)
•La valoración puede realizarse tanto en medios acuosos como en
disolventes orgánicos
•El fundamento es la transferencia de protones entre el ácido y la
base.
•Se caracterizan porque en el Punto de Equivalencia (P.E.) existe un
cambio brusco y nítido en el valor del pH del medio.
•Precisan de un indicador químico o de un pHmetro para detectar
el Punto Final (P.F.)
Aplicaciones
*Se pueden valorar tanto ácidos y bases orgánicas como inorgánicas
y el agente valorante se ha de seleccionar siempre de la forma mas adecuada.
*La muestra una vez disuelta a menos que sea ya ácida o básica,necesita
tratarse para que el analito presente el carácter básico o ácido indispensable
en este tipo de métodos.

73. Patrones o estándares
¡El agente valorante ha de ser estandarizado o ser patrón primario!
Patrones ácidos
El valorante mas frecuente es el HCl que se prepara a partir de HCl (c) (12M).
No se suelen usar otros ácidos minerales (HNO3, H2SO4) porque pueden
modificar el analito (orgánico) o provocar precipitaciones (inorgánico).
No es patrón primario y necesita estandarización.
Estandarización de HCl
Patrones primarios alcalinos
* 4-amino purina ( tiene el inconveniente de su bajo P.M.)
* Na2CO3 Sustancia pura que una vez desecada es el patrón
de uso mas frecuente en la estandarización de ácidos. El
desprendimiento de CO2 puede provocar dificultades en la
percepción del P.F.
La estandarización con NaOH ( patrón secundario) induce a
la acumulación de errores.

74. Patrones o estándares
¡El agente valorante ha de ser estandarizado o ser patrón primario!
Patrones alcalinos
El valorante mas frecuente es el NaOH que se prepara por disolución del
sólido que es muy higroscópico y se carbonata con facilidad.
++Se necesita descarbonatar decantando disoluciones muy concentradas
o precipitando el carbonato con Ba2+ que introduce mas impurezas.
No es patrón primario y necesita estandarización.
Estandarización de NaOH
Patrones primarios ácidos
Pftalato ácido de potasio:
P.M. = 204.2 (grande), pKa = 5.4
Elevada pureza
Cinética rápida
Estable térmicamente
Estandarización de NaOH
Patrones primarios ácidos
Ácido 2- furónico:
pKa = 3.06 (más fuerte)
Mejores saltos de pH

75. Curvas de valoración
Son representaciones gráficas de la variación del pH en el transcurso
de la valoración:
%Valorado o mL de agente valorante
Hay que resaltar tres zonas:
(1) Antes de alcanzar el P.E.
(2) El Punto de Equivalencia (P.E.)
(3) Rebase del Punto de Equivalencia
(1)
(2)
(3)
*Permiten estudiar los diferentes casos de valoración
*Ayudan a predecir el intervalo de pH del salto (P.F)
*Facilitan la selección del indicador
Los casos más frecuentes son:
1 valoración de ácido fuerte con
base fuerte.
2 valoración de base fuerte con
ácido fuerte.
3 valoración de ácido o base débil
con base o ácido fuerte.

76. Titulaciones (valoraciones)
Existen principalmente 3 tipos de reacciones en las
titulaciones ácido-base.
I Acido fuerte + base fuerte
HCl + NaOH  NaCl + H2O
tanto el HCl como el NaOH son electrolitos fuertes
disociados en un 100%, NaCl es una sal neutra. En
consecuencia, se puede considerar que en realidad
se añade a una solución de OH- otra de H+ que se
neutraliza según la reacción
H+ + OH-  H2O

77. Esta rx se llama rx de neutralización, ya que, si se
adiciona la cantidad suficiente de base para
reaccionar con todo el ácido la solución se final
será neutra.
Ej: si se mezclan 100 ml de NaOH 0.5N con HCl el
protón del ácido se neutralizará exactamente por el
ion OH- de la base, o sea con 100 ml de HCl 0.5N y
la solución final tendrá un pH = 7 (neutro).

78. El punto de equivalencia En una titulación se
alcanza cuando el nº moles de H+ es igual
al nº de moles de OH-
Pto equivalencia = nº moles de H+= nº
moles de OH-

79. Clave: que el intervalo de viraje del indicador coincida con el salto
de pH que se produce cuando alcanzamos el pto. equivalencia.
p.ej.: valoración de un ácido fuerte con una base fuerte

80. Valoración de ácido fuerte con base fuerte
Ejemplo: Valoración de 100 ml de HCl 0.1 M con NaOH 0.1 M
P.E. 100 200 10-7 7 H+ =OH- = 10-7
P.E

81. 1.- Titulación de un acido fuerte con una base fuerte

82. Curva de valoración de una base fuerte con un ácido fuerte:

83. Valoración de base fuerte con ácido fuerte
Los cálculos de los puntos de la curva serían similares y la representación
tendría aire inverso:
Conclusiones
El salto se ve afectado
por el valor de las
concentraciones
enfrentadas
Disminución
[valorante]
Disminución
[analito]
El intervalo óptimo es 0.5-0.1 M

84. Valoraciones de ácidos o bases débiles
La situación es distinta al caso anterior ya que para el cálculo del pH
entran en juego distintos tipos de equilibrios dependiendo de la relación
de concentraciones : ácido/base conjugada; base/ácido conjugado.
En cualquier caso sólo se considerará la valoración con bases o ácidos fuertes
HA + H2O A- + H3O+
ácido base Ka =
[A-]
[HA]
[H3O+]
Zonas de la curva de valoración:
(1) El pH inicial lo fija la Ka o Kb
(2) El pH se corresponde con el de la disolución reguladora
que se forma en el transcurso de la valoración.
(3) El PH en el P.E. Se corresponde con el de la sal formada.
(4) El pH depende del exceso de base o ácido añadido
Valoración de ácido débil con base fuerte
(1)
(2)
(3) P.E.
(4)

85. II Acido débil + base fuerte
Si se titula una solución de un ácido débil
con una base fuerte, el cambio de pH al ir
agregando la base defiere del caso
anterior.
Ej. la titulación del ácido acético (ác. débil)
con una solución de NaOH
CH3COOH + NaOH  CH3COO- + H2O

86. 2.- Titulación de un ácido débil con una base fuerte

87. Se ha encontrado que cuando ciertas sales se
colocan en agua la disolución resultante puede ser
ácida o básica
La diferencia con el caso anterior se debe a:
El CH3COOH está parcialmente disociado (ác.
débil), mientras que el HCl está totalmente
ionizado. La solución solo contiene CH3COO-
y se produce una hidrólisis y el pH será básico.

88. Ejemplo de valoración
Valoración de 100 ml de ácido benzoico 0.1 M (AH) con Na OH 0.1 M
PKa =4.20
-
AL PRINCIPIO: (H)=(HA)
(HA) + (H) = 0,10 M
Al 50% de la valoración
pH = PKa
En la equivalencia:
(HA)=(OH-)
(HA)+(A)=0.05
En exceso de NaOH:

89. III Acido fuerte + una base débil
NH4OH + HCl  NH+4 + Cl- + H2O
La solución en el punto de equivalencia
contiene sólo NH4Cl y es ácida debido a la
presencia del ion amonio, el pH es
aproximadamente = 5
Hidrólisis: Es la rx química de cualquier
especie con el H2O.

91. 3.- Titulación de una base débil con un ácido fuerte

92. Curva de valoración de un ácido débil con una base fuerte:

93. Curva de valoración de un ácido diprótico con una base fuerte: