El documento describe diferentes tipos de curvas de titulación ácido-base, incluyendo la titulación de ácidos fuertes, débiles, bases débiles y ácidos polipróticos con bases fuertes. Explica cómo el pH varía a lo largo de cada curva y en qué puntos ocurren las equivalencias químicas.

1. CURVAS DE TITULACION
ACIDO-BASE

2. Curvas de titulación
Punto de equivalencia: reaccionan cantidades
equivalencia
estequiométricamente equivalentes de ácido
y de base
Indicadores
Punto final : cambio de color del indicador

3. Titulación

5. Curvas de titulación
1) Ácido fuerte con una base fuerte
2) Ácido débil con una base fuerte
3) Base débil con una ácido fuerte
4) Ácido poliprótico con una base fuerte

6. CURVA DE TITULACION DE ACIDO FUERTE
Vs. BASE FUERTE
pH inicial: dado por la concentración inicial
del ácido.
pH antes de la neutralización: depende de la
concentración de ácido que no fue neutralizado
por la base.
pH en el punto de equivalencia: depende de
solución salina resultante 7.00
pH después del punto de equivalencia: depende
de la concentración de la base en exceso en
la solución.

7. Curvas de titulación de Ácido fuerte
con una base fuerte

8. Curvas de titulación de Ácido fuerte
con una base fuerte
Volumen de
NaOH pH
(mL)
Punto de
equivalencia
Volumen de NaOH agregado (mL)

9. Cálculo del pH inicial:
pH = - log[HCl]
pH = - log[0,1]
pH = 1,00

10. Curvas de titulación
Viraje de indicadores
Fenolftaleina
Rojo de metilo
Volumen de NaOH agregado (mL)

11. Curvas de titulación de ácido fuerte
con una base fuerte
Punto de equivalencia
Punto final

12. Indicadores
Hin (ac) + H2O (l) H3O + (ac) + In – (ac)
Kin = [H3O+ ] [In – ]
[HIn]
En el punto final: pH = pKa

13. Curvas de titulación de ácido débil con una
base fuerte
1) La solución de ácido débil tiene un pH inicial
más alto que una solución de ácido fuerte de la
misma concentración.
2) El pH aumenta rápidamente en la parte inicial
de la curva, pero con más lentitud cerca del punto
de equivalencia.
3) Antes del punto de equivalencia, la neutralización
produce una mezcla de ácido débil y su sal (buffer).

14. 4) El pH en el punto de equivalencia no es 7,00.
Depende de la solución salina resultante. Sólo
contiene sal.
5) Después del punto de equivalencia el pH
depende de la concentración de base en exceso.
Indicador adecuado: fenolftaleína
Cambio de color en el punto de
equivalencia

15. Curvas de titulación de ácido débil con una
base fuerte

16. Curvas de titulación de ácido débil con una
base fuerte
Volumen de
NaOH pH
(mL)
Punto de
equivalencia
Volumen de NaOH agregado (mL)

17. Curvas de titulación de ácido débil
con una base fuerte
HC2H3O2 (ac) + OH- (ac) C2H3O2 – (ac) + H2O (l)
0,20 moles 0,10 moles 0,10 moles
dado por la disociación
pH inicial: del ácido débil
quedan 0,10 moles de ácido sin reaccionar

18. HC2H3O2 + OH- C2H3O2 – (ac) + H2O (l)
antes de la 0,2 mol 0,1 mol 0 mol
neutralización
cambio - 0,1 mol - 0,1 mol + 0,1 mol
después de la
0,1 mol 0 mol 0,1 mol
neutralización

19. pH antes de la neutralización: depende de la
constante de disociación del ácido débil.
pH = pKa
Buffer con capacidad
reguladora máxima

20. Curvas de titulación de ácido débil con una
base fuerte

21. Curvas de titulación de base débil
d
con un ácido fuerte

22. Curvas de titulación de base débil
d
con un ácido fuerte
Volumen de
HCl (mL) pH
Punto de
equivalencia
Volumen de HCl agregado (mL)

23. Curvas de titulación de una base débil con
un ácido fuerte

24. Titulación de ácido débil poliprótico con una base fuerte
•El ácido tiene más de un protón ionizable
•Titulación tendrá tantos puntos de equivalencia como
protones neutralizables tenga el ácido.
Consideremos la valoración de un ácido diprótico:
Etapa inicial:
• La solución contiene un ácido débil.
•El pH depende de la primera ionización del ácido
Segunda etapa:
•La base añadida reacciona con igual número de moles de ácido
•Sólo reacciona un protón por molécula de ácido
•Esto constituye una solución amortiguadora y se trata como tal para
determinarle el pH.

26. Tercera etapa:
•La base añadida es justamente suficiente para la reacción del
paso anterior.
Y
Cuarta etapa:
•Luego del primer punto de equivalencia.
•La solución contiene un buffer y se trata como tal para determinarle
el pH.
•Y

27. Quinta etapa:
•Segundo punto de equivalencia
•La solución sólo tiene la sal formada la cual contiene el anión
del ácido débil
•El aniónreaccionacon aguaparaparoducirOH-
•Se utiliza Kb
Sexta etapa:
•La base titulante estará en exceso y se determina [OH-] en la
solución.
•[OH-] = exceso de base sobre 2do punto/VT

28. Curva de titulación para el H3PO4
Rango de pH Especies dominantes
0 - 4.7 H3PO4, H2PO4-1
4.7 - 9.7 H2PO4-1, HPO4-2
9.7 - 14 HPO4-2, PO4-3

30. Curva Na2CO3 vs HCl

31. Principales Especies en Solucion?
• ¿Cómo identificar las especies primarias en
solución?
– Evaluar los pK’s del sistema.
• Si el pH < pK1, La espécie más acida es la especie
predominante.
• Si el pH > pKb1, entonces la especie con el menor
número de protones será la predominante
• Si el pH se halla entre dos valores pK entonces el
intermedio que se haya dentro de aquella region será
el predominante

32. Buffers Diproticos
• Calcular el pH de la misma forma como se
calcula para buffer monoprotico.
– pH = pK1 + log [HA-] / [H2A]
– pH = pK2 + log [A2-] / [HA-]