El documento describe diferentes tipos de titulaciones ácido-base. Explica que una titulación ácido-base fuerte resulta en un punto de equivalencia a pH 7, mientras que una titulación de ácido débil contra base fuerte o viceversa resulta en un punto de equivalencia dependiente del pKa. También cubre titulaciones que involucran ácidos o bases dipróticos, donde ocurren múltiples puntos de equivalencia a diferentes pHs. Finalmente, menciona el uso de indicadores para detectar visualmente los puntos finales en las titulaciones.

2. Términos Claves
• Estándar primario: Se prepara disolviendo una
cantidad pesada con gran exactitud de un
material de alta pureza que se llama estándar
primario y diluyendo hasta un volumen conocido
con exactitud en un matraz volumétrico
• Estandarización: Titulación para calcular la
concentración de una solución estándar
(secundario) con una cantidad pesada de un
estándar primario. A esta solución se le conoce
con estándar secundario

3. Titulación ácido-base
• Procede mediante una reacción de neutralización
• Reacciona un ácido con una cantidad equivalente de base
• Las curvas de titulación permiten observar con facilidad los
puntos finales
• En una curva de titulación se gráfica el pH de la solución en
función del volumen de titulante agregado
• El titulante es siempre un ácido fuerte o una base fuerte
• El analito puede ser una base o ácido fuerte o una base o
ácido débil

4. Titulación
Ácido-Base Fuerte
• Tanto el titulante como el analito están
completamente disociados
HCl + NaOH NaCl + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- +H2O
• El punto de equivalencia es el punto en el que se
agrega una cantidad estequiométrica de la base
• En el punto de equivalencia la neutralización es
completa y el pH es 7

10. Indicadores
• El punto en el que se observa que la reacción
es completa se llama punto final
• El objetivo es que el punto final coincida con
el punto de equivalencia, o esté muy cercano
a este
• El punto final se puede determinar a través de
una curva de titulación
• Por lo regular se utiliza un indicador y se
detecta visualmente el cambio de color

11. Indicadores
• Un indicador para una titulación ácido-base es un ácido o una
base débil con una coloración muy pronunciada
• El color de la forma ionizada es notablemente diferente al de
la forma no ionizada
• El indicador cambia de color dentro de cierto intervalo de pH
HIn H+ + In-
(rojo) (azul)
pH = pKa + log 𝐼𝑛−
𝐻𝐼𝑛

12. Indicadores
• El indicador cambia de color dentro de cierto intervalo de pH
• El intervalo de transición depende de la capacidad del observador para
detectar pequeños cambios de color
• Por lo general solo se observa un color si la relación de concentración de
las dos formas es de 10:1
• Cuando se ve el color de la forma no ionizada 𝐼𝑛−
𝐻𝐼𝑛
=
1
10
• Cuando se ve el color de la forma ionizada 𝐼𝑛−
𝐻𝐼𝑛
=
10
1
• El cambio de pKa-1 a pKa+1 es de 2 unidades
• La mayoría de los indicadores requieren un intervalo de transición de dos
unidades de pH
• El pKa de un indicador debe ser cercano al pH del punto de equivalencia
pH = pKa + log 1
10
=𝑝𝐾𝑎−1
pH = pKa + log10
1
=𝑝𝐾𝑎+1

14. Ácido débil contra Base Fuerte

15. Ecuaciones que rigen una titulación de ácido débil (HA) o de
base débil (B)

18. A 25,0 mL la mitad del HOAc se ha convertido a OAc-, de modo que pH= pKa
mmol HOAc en el inicio =5,00 mmol
mmol de OH- = 0,100Mx25,0 mL = 2,50 mmol
mmol HOAc remanente = 2.50mmol
A 50,0 mL, todo el HOAc se ha convertido en OAC- (5,00 mmol en 100 mL o
0,0500M)
𝑂𝐻−
=
𝐾𝑤
𝐾𝑎
𝑂𝐴𝑐− =
1𝑋10−14
1,75𝑋10−5 𝑋0,0500 = 5,35𝑋10−6
M pOH =5,27 pH=8,73
A 60,0mL se tiene una solución de NaOAC y el NaOH en exceso. La hidrolisis del
acetato es imperceptible en presencia de OH-
Mmol OH- = 0,100M X 10,0 mL = 1,0 mmol en 110 mL
𝑂𝐻−
=
1,0𝑚𝑚𝑜𝑙
110𝑚𝐿
= 0,00909 pOH = 2,04 pH= 11,96
pH = 4,76 + log2,50
2,50
=4,76

19. Base débil contra ácido fuerte

20. Titulación de Na2CO3 : una base diprótica

21. Titulación de Ácidos Polipróticos

22. Titulación de Ácidos Polipróticos