2. Compuestos orgánicos complicados de alto PM
Comportamiento de ácidos y bases débiles
H2O + H In H3O+
+ In-
color ácido color básico
Ka = [H3O] [In-] [In-
] < 1
[H In] [H In ] 10
In + H2O In H+
+ OH-
color básico color ácido
Ka = [InH] [OH] [In] < 10
[In] [H In ] 1
3. Ka = [H3O +
] [In-] Kb = [InH] [OH]
[H In] [In]
[In-
] < 1 [In -
] < 10
[H In ] 10 [H In ] 1
color ácido color básico
Ka = [H3O +
] [In -
]= [H3O +
] 1
[H In] 10
[H3O +
] = 10 Ka pH = -log Ka- 1
[H3O +
] = 1 Ka pH = -log Ka +1
10
4. Tipos de indicadores de neutralización
GRUPO DE LAS FTALEINAS
Incoloros en soluciones ácidas y coloreados fuertemente
en básicas
En sol. fuertemente alcalinas el color se desvanece
Insolubles en agua y solubles en alcohol
Fenolftaleína (pH 8 a 9,8), timolftaleina, otros
5. Tipos de indicadores de neutralización
GRUPO DE LAS SULFONFTALEINAS
Presentan dos zonas útiles de viraje
el primero en zonas fuertemente ácidas y
el segundo en las proximidades de la neutralidad.
El color básico tiene gran estabilidad en zona fuertemente alcalina
Solubles en soluciones alcohólicas al 20%
Compuestos fuertes que alteran el pH de la solución por lo que se
utilizan las sales de sodio en soluciones de NaOH
Fenolsulfonftaleína o rojo de fenol viraje utilizado 6,4 a 8
Sustitución de H por OH o X varia el pH de viraje
6. Tipos de indicadores de neutralización
GRUPO DE INDICADORES AZOICOS
Al aumentar la basicidad viran del rojo al
amarillo
Ej. anaranjado de metilo, rojo de metilo
7.
8. Acido fuerte con base fuerte (HCl con NaOH)
H3O+
+ OH-
2 H2O
Ej. 50ml de HCl 0,100N con NaOH 0,100N
1- Cálculo del pH inicial
pH= -log (0,1)= 1
2- Agregado de 10ml de base valorante
Nro. Meq de HCl que quedan= 50*0,1 – 10*0,1=4.0
NHCl = [H3O +
] = 4.0/60
pH = - log (4.0/60)= 1,18
9. 3- Agregado de 50ml de base valorante
Nro. Meq de HCl = Nro. Meq de NaOH
pH = 7
4- Agregado de 50,01ml de base
NNaOH = [HO -
] = 50,01*0,1- 50,0*0,1= 0,0000100
100,01
pOH = 5
pH = 14,00 – 5,00 = 9,00
11. Acido débil con base fuerte (AcOH con NaOH)
Ej. 50ml de AcOH 0,100 N (Ka= 1,75 . 10-5
con NaOH
0,100N
1- Cálculo de pH inicial
HA H+
+ A-
Ka = [H+
][A-
] / [HA]
H2O H+
+ OH-
Kw = [H+
][OH-
]
[H+
]= [A-
] + [OH-
] [H+
]= [A-
]= x
FAH = [A-
] + [HA] [HA]= FAH -x
Ka = X2
/ (FAH –x) x = [H+
]=√ Ka FAH
pH = - log [H+
]=- log (√ Ka FAH)= 2,88
12. 2- pH después de agregar 10ml de valorante
Se ha formado una solución buffer
FHOAc= 50 0,1 – 10*0,1= 4,0
60 60
F NaOAc = 10*0,1 = 1
60 60
x *1/60 = Ka= 1,75 . 10-5
4/60
[H+
]= x = 7.10-5
pH = 4,15
13. 3 - pH del punto de equivalencia Todo el HAcO se
convierte en NaAcO y se trata como si la sal estuviera
disuelta en agua.
O Ac-
+ H2O HAcO + OH-
F NaOAc = 10*0,1 = 1 = 0,05
100 100
Poniendo x= [OH-]
x2
_____ = x2
= 1.10 -14
F NaOAc – x 0,05 1,75 . 10-5
x = [OH-
] = 5.36 . 10-6
pOH = 5,27
pH = 8,73
14. 4- pH después de agregar 50,10ml de
valorante
F NaOH = 50,10* 0,1 – 50,0* 0,1= 1,0 . 10-4
100,10
[OH-
]= F NaOH = 1,0 . 10-4
pOH = 4,0
pH = 10,0
19. VOLUMETRIAS DE NEUTRALIZACION
DE SISTEMAS COMPLEJOS
Sistemas que al disociarse dan por
resultado
Mas de un H3O+
por molécula
Mas de un OH-
por molécula
20. Cálculo de pH en sistemas
complejos
Dos aproximaciones
ͦQuímica
ͦIdentificar el equilibrio que determina la composición
ͦMatemática
ͦCon respecto a la magnitud relativa de las cantidades
21. VOLUMETRIAS DE NEUTRALIZACION
DE SISTEMAS COMPLEJOS
Cálculo del pH de soluciones de sales
ácidas tipo NaAH
HA-
+H2O H2A + OH-
HA-
+H2O A 2+
+ H3O +
a) Kb = Kw/K1 = [H2A] [OH-
] / [HA-
]
b) K2 = [A 2+
][H3O +
]/[HA-
]
Si Kb > K2 solución básica
Si Kb < K2 solución ácida
22. VOLUMETRIAS DE NEUTRALIZACION
DE SISTEMAS COMPLEJOS
a) Kb = Kw/K1= [H2A] [OH-
] / [HA-
]
b) K2 = [A 2+
][H3O +
]/[HA-
]
c) F NaHA = [H2A] + [HA-
] + [ A 2+
]
[Na+
] + [H3O+
] == [HA-
]+ [OH-
] +2 [ A 2-
]
d) F NaHA = [HA-
]+ [OH] + 2 [ A 2-
] - [H3O+
]
e) Kw = [OH-
] [H3O+
]
24. [H3O +] = √ K1K2 [HA -
] +K1Kw
[HA -
] + K1
Esta ecuación es útil solo si
[HA -
] ≈ F NaHA
[H3O +] = √ K1K2 F NaHA +K1Kw
F NaHA + K1
Frecuentemente K1<< F NaHA
K1Kw<< K1K2 F NaHA
[H3O +] = √ K1K2
“El pH de una solución de una sal
del tipo NaHA es independiente de la
concentración de la sal”
25. Curvas de valoración de sistemas
complejos
Primer tipo: Acido débil tipo H2A
H2A + H2O H3O+
+ AH-
K1 =[H3O+ ][AH-]
[H2A]
H2A + H2O H3O+
+ A2-
K1 =[H3O+ ][A2-
]
[H2A]
Segundo tipo; Dos ácidos monopróticos
HA + H2O H3O+
+ A-
K1 =[H3O+ ][A-]
[HA]
HX + H2O H3O+
+ X-
K1 =[H3O+ ][X-
]
[HX]
Tercer tipo : sales tipo Na2A
H3O+
+ A2-
OH-
+ AH-
K1 =[OH-
][AH-]
[A2-
]
AH-
+ H2O H2A + OH-
K1 =[OH-
][H2A]
27. 1- Valor inicial del pH
x ≈ [H3O+
] ≈ [MH-
]
0,100 - x ≈ [MH2]
x2
= K1 = 1,5 .10 -2
0,100 - x
x = 3,2.10 -2
pH =1,5
28. 2 – Primera región tampón
F H2M = 25,0* 0,1 - 5,0 * 0,100 = 6,67. 10 -2
30,0
F NaHM = 5,0 * 0,100 = 1,67. 10 -2
30,0
x = [H3O+
]
[H2M] = 6,67. 10 -2
– x
[HM-
] = 1,67. 10 -2
+ x
Ka = x (1,67. 10 -2
+ x) = 1,5 . 10 -2
(6,67. 10 -2
– x)
x = [H3O+
] = 1,95. 10 -2
mol / litro
pH = 1,71
29. 3- Primer punto de equivalencia
Se han agregado 25 ml de base la solución
es 0,050 F para la sal ácida NaHM
[H3O +] = √ K1K2 [HM- ] +K1Kw = √ K1K2 F NaHM +K1Kw
[HM- ] + K1 F NaHM + K1
pH = 4,26
30. 4- Segunda región tampón
Mas agregado de base genera una nueva solución tampón (ác.debil
HM-
y su sal M -2)
El pH se calcula con K2
HM-
+ H2O H2M + OH-
[H+] = K2 F[HM-] / F [M2-]
Siempre que K2<1000K1
Se agregó 25,5 ml de base
FNa2M = 25,5* 0,1 – 25* 0,1 = 0,050
50,5 50,5
FNaHM = 25,0* 0,1 – (25,5- 25,0)* 0,1 = 2,45
50,5 50,5
K2= [H+] {FNa2M + [H+] } = x{(0,050/50,5) + x} = 2,6 .10-7
FNaHM - [H+] 2,45 – x
x = 1,29 .10-5
31. 5- Segundo punto de equivalencia
Se agregó 50ml de base la soluión es 0,0333F en Na2M
M-2
+ H2O HM-
+ OH-
HM-
+ OH-
H2M + OH-
Kh1 = Kw = [HM-
][OH-
] Kh2 = Kw = [H2M] [OH-
]
K2 [M-2
] K1 [HM-
]
FNa2M = 25,5* 0,1 – 25* 0,1 = 0,050
50,5 50,5
FNaHM = 25,0* 0,1 – (25,5 - 25,0)* 0,1 = 2,45
50,5 50,5
K2= [H+] {FNa2M + [H+] } = x{(0,050/50,5) + x} = 2,6 .10-7
FNaHM - [H+] 2,45 – x
x = 1,29 .10-5
32. 6- pH después del segundo punto de
equivalencia
Luego del agregado de 50ml de base
reprimen la reacción
M-2
+ H2O HM-
+ OH-
Se calcula el pOH del exceso de base en el
medio
33.
34. Mezcla de ácido fuerte y ácido débil
El primer punto de equivalencia es del ácido
fuerte y el segundo del ácido débil
Si la K2< 10-5
el cambio de pH en el primer
punto de equivalencia es muy pronunciado y se
puede encontrar fácilmente las concentraciones
de los dos componentes
Si la K2> 10-5
se puede encontrar el contenido
de ácido total de la solución
35. Mezcla de dos ácidos débiles
Curva similar a un ácido dibásico débil
Si la relación entre las K> 10 4 o
10 5
La concentración inicial del ácido es similar a uno
En la zona precedente del primer punto final
se desprecia la disociación del ácido mas débil
En la zona posterior del primer punto de equivalencia
No se considera la hidrólisis de la sal del ácido mas
fuerte
De esta forma la curva de valoración se
asemeja a la suma de las curvas de titulación
individuales
pH = √K1K2Ff/Fd
36. Valoración de carbonato de sodio con
ácido clorhídrico
H2CO3 HCO3
-
+ H3O K1= 4,6. 10-7
HCO3
-
H3O+
+ CO3
2-
K2= 4,4. 10-11
Primera adición de HCl se forma un
tampon de carbonato-bicarbonato para el
calculo de pH se usa K2 y se desprecia la
hidrólisis de bicarbonato a ácido
carbónico
En el primer Pf hay solución de
bicarbonato
Con mas agregado de HCl se forma el
buffer bicarbonato- ác. Carbónico y el pH
se calcula con la K1
En el 2° PF la solución es ác, carbónico y
NaCl la [H] se calcula como ác. Débil
Con un exceso de HCl la [H+]es la del
ác- fuerte-
38. Reactivos mas comunes
Acidos
HCl
H2SO4
HClO4
Bases
NaOH
KOH
Indicadores
Naranja y rojo de metilo
Fenolftaleína y timolftaleína
Sulfonftaleína
39. Acido clorhídrico
Estable indefinidamente
Preparación por dilución directa
(Solución 0.1 N, 8.1 ml en 1litro)
Por destilación se obtiene HCl de PEb
constante
40. Normalización con
carbonato de sodio patrón
Se usa el segundo punto
final
Una pequeña cantidad de
NaCO3H presente en la
solución junto al ácido
eleva un poco el pH
Se hierve para
descomponer el H2CO3 y
hacer mas nítido el punto
final
H2CO3 CO2 + H2O
41. Otros patrones primarios
Tetraborato de sodio decahidratado
Na2B4O7.10H2O(recristalización de
borax, lavado con alcohol, secado al
aire)
B4O7
-2
+ 2H+ + 5 H2O 4H2B4O7
Oxalato de sodio por calcinación
Na2C2O4 Na2CO3 + CO
42. Las bases mas usadas son
NaOH
KOH
Ba(OH)2
Difícil encontrar en calidad para análisis
¡SIEMPRE! necesitan valoración
Soluciones estables en el tiempo
¡Cuidado con la contaminación
atmosférica! (CO2)
43. Las bases absorben CO2 + OH-
CO3
-2
+ H2O
(OH)2Ba + CO2 BaCO3
(OH)Na + CO2 Na2CO3 soluble numero de iones H
consumidos
depende del indicador usado
(OH)K + CO2 K2CO3 soluble
si el indicador tiene viraje en la zona ácida
CO3
-2
+ 2 H+ (del valorado) la cap. De combinación de la base se mantiene
si el indicador tiene viraje en la zona básica
CO3
-2
+ 1 H+ (del valorado) la cap. De combinación de la base disminuye
44. Preparación y conservación de
base patrón
Disolver Ba(OH)2 con la base
Solución al 50% de NaOH, precipita el
carbonato, se decanta o se filtra y se usa
el sobrenadante
45.
46.
47.
48. Se puede seguir potenciométricamente un importante número de
reacciones de titulación.
A+
B-
+ C+
D -
↔ AD + C+
B-
El único requisito es que la reacción involucre la adición o
eliminación de algún ión para el cual haya un electrodo disponible.
La brusca variación del potencial, en algún momento de la
valoración indica el punto final.
Formas de realizar una valoración potenciométrica
Consiste en medir el potencial después de la adición de cada
alícuota de reactivo y representar en una gráfica, el potencial frente
al volumen ( o fracción) de titulante
50. Para mejorar la detección de este punto final, se puede
representar gráficamente la derivada primera del potencial con
respecto al volumen (dE/dV) vs. V
(dE/dV)
V: Volumen de titulanteP.Eq
51. Otro camino para encontrar el punto de equivalencia
es representando la derivada segunda del potencial
con respecto al volumen
(d2
E/dV2
)
P.Eq
V: Volumen de titulante
52. Es posible localizar el punto de equivalencia mediante un método de
interpolación analítica.
Consiste en agregar, en las proximidades del punto final, pequeños e
iguales incrementos de volumen, se calculan luego las derivadas
segundas de E con respecto del Volumen dos veces.
Se confecciona una tabla con los siguientes datos:
Volumen E (voltio) ∆E / ∆V ∆2
E / ∆V2
56. Ventajas y desventajas de las titulaciones
potenciométricas
Ventajas
aplicables a sistemas químicos
que tienen tan vivos colores que
no podrían usarse otros
métodos visuales.
útil para
valoraciones
en sistemas
no acuosos
Desventajas
consume más tiempo que
los procesos volumétricos
clásicos
elimina
decisiones
subjetivas
concernientes
al cambio de
color
automatizable
versátil
Permite
descubrir
sustancias
insospecha
das
Poco precisa
la detección
del punto
final