6. VOLUMETRÍAS DE NEUTRALIZACIÓN

Las Valoraciones o Volumetrías ácido-base se basan en una reacción de neutralizacion entre un ácido y una base. En dicha reacción se combinan iones hidronio e iones hidróxido para formar moléculas de agua además de una sal con el catión e anión de la base y del ácido respectivamente.

La volumetría ácido-base es una técnica que permite calcular la concentración de un ácido (o de una base) disueltos, haciendo reaccionar un volumen del mismo con otro volumen de una disolución básica (o ácida) de concentración conocida. 

Para realizar la valoración se mezclan gradualmente el ácido y la base en presencia de un indicador que muestra el momento en que se puede dar por finalizada la reacción de valoración. Entre estos sistemas están aquellos que utilizan indicadores coloreados, los cuales son compuestos orgánicos que se adicionan a la disolución y cambian de color según el pH del medio (zona de viraje). 

Este punto se denomina punto de equivalencia de la valoración, y dicho punto equivale al momento en que se igualan estequiometricamente las cantidades de ácido y base. Dicho punto se detecta fácilmente porque en sus inmediaciones se produce un brusco salto de pH que se puede detectar con un pH-metro o con un indicador.

Por tanto, es deseable que la zona de viraje abarque el pH correspondiente al punto de equivalencia (momento en que se ha adicionado la cantidad de moles de ácido necesaria para que reaccionen totalmente con la base).

El pH correspondiente al punto de equivalencia depende de las fuerzas de las especies que se valoran. Así, se tiene:

1. Si se valora un ácido fuerte con una base fuerte o viceversa, el pH es neutro. En este caso, se usan indicadores cuyas zonas de virajes están situadas entre 4 ≤ pH ≤ 9.

2. Si se valora un ácido débil con una base fuerte, el pH es básico (pH > 7). Por tanto, el indicador que se emplee debe tener en medio básico su zona de viraje, pYara que el punto final coincida sin mucho error con el punto de equivalencia.

3.Si se valora una base débil con un ácido fuerte, el pH es ácido (pH < 7). Como en el caso anterior, pero en la zona ácida.

Fórmula del pto. de equivalencia, de la cual deducimos que en dicho pto. se igualan estequiométricamente las cantidades de ácido y base.

nácido = nbase   ó lo que es lo mismo.   

M ácido. V ácido = M base. V base

Vamos a ver un Ejemplo del tipo 2. (Valoración ácido débil con base fuerte) y vamos comprobar que el pH será básico después del punto de equivalencia.

Suponemos que partimos de ácido acético (ácido débil) y valoramos con NaOH (base fuerte), por lo tanto obtendremos acetato de sodio en el punto de equivalencia cuyo pH será básico

Si nos fijamos en la imagen anterior una vez  el pH lo vamos a calcular siguiendo varios pasos, en el 1º hemos igualado en el punto de equivalencia el nº moles de ácido con el nº moles de base para conocer el V de base que hemos gastado en llegar al pto. de equivalencia para después averiguar su concentración. 

En el 2º paso será una vez averiguada la concentración de la base, calcular el pH correspondiente a la hidrólisis de la sal formada. Como en este caso solamente sufre hidrólisis el ión acetato el pH se calculará: 

Os dejo el vídeo explicativo para su mejor compresión:

6.1 CURVAS DE VALORACIÓN

Son representaciones en diagramas cartesianos de los procesos de valoración.

 A continuación os dejo la correspondiente a la valoración de ác fuerte con base fuerte. Donde veréis que el pH del pto de equivalencia es 7 puesto que la sal formada no sufre hidrólisis por proceder sus iones conjugados de especies fuertes.

En este caso como Indicador podemos elegir Azul de bomotimol ya que su intervalo de viraje está entre pH = 6-7.6 (podéis repasar la entrada del Blog de indicadores)

La valoración más común es la que se hace con un ácido débil(por ejemplo ac acético) y una base fuerte(por ejemplo sosa), utilizando como indicador la fenolftaleína cuyo pH de viraje = 8-10. Se elige este indicador porque el pH resultante será básico, puesto que el acetato sufre hidrólisis. Como veis la cantidad necesaria de NaOH que hemos añadido es 25 mL, con este dato podremos calcular su concentración y con ello el pH de forma matemática. (Pues en la práctica se mide con un pHmetro)

A continuación os dejo una imagen del libro con problemas resueltos y con los ejercicios que vienen más abajo y debéis resolver el 1 y 2 para calcular la concentración del ácido o base que hemos valorado. 

También quiero que busquéis una Entrada del Blog que se llama mi presentación slide valoración ácido base, que está publicada en 2012, pues es la práctica de Laboratorio virtual que vamos hacer.

5. DISOLUCIONES REGULADORAS

Una disolución reguladora (o amortiguadora, tampón o buffer) es aquella que mantiene el pH casi constante aunque se le añadan ciertas cantidades de un ácido o una base. El funcionamiento es bien sencillo, puesto que se establece un Equilibrio entre 2 sustancias relacionadas y según Le Chatelier,  la reacción se desplazará a dcha o izda. para contrarrestar la perturbación que produce añadir un ácido o una base. 

Son muy importantes en los procesos analíticos, en procesos industriales y en el funcionamiento bioquímico de los seres vivos.

 Un ejemplo de ellos es la disolución reguladora en la sangre que mantiene un pH en torno a 7.4; puesto que una variación de 0.4 unidades, podrían producir alteraciones graves, incluso la muerte. Dicha disolución está formada por ácido carbónico e hidrogeno carbonato (bicarbonato)

En este sistema tampón tienen lugar 3 equilibrios reversibles entre el CO₂ gaseoso de los pulmones y el bicarbonato disuelto en la sangre

Como veis en este ejemplo una Ds reguladora debe contener una concentración de ácido(carbónico) suficiente para reaccionar con la base que se añada, o bien una concentración de base apropiada para reaccionar con el ácido añadido(ión hidrogenoarbonato).

Por lo tanto una ds reguladora se prepara mezclando una de estas 2 opciones:

1. Ac débil + sal de dicho ácido (que producirá la base conjugada de dicho ácido)

2. Base débil + sal de dicha base (que producirá el ácido conjugado de dicha base)

Y el cálculo del pH de dicha disolución la vamos a calcular con esta ecuación:

EJEMPLO 1. Ds reguladora tipo 1. (ac débil + sal de dicho ácido).Calculo de su pH:

EJEMPLO 2. Ds reguladora tipo 2. (base débil + sal de dicha base). Calculo de su pH. 

En este caso la ds reguladora, actúa de forma que si agregamos una base, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda,,, para disminuir la concentración añadida, y si agregamos un ácido, este se unirá al ión OH-, y al disminuir su concentración, el equilibrio se desplazará hacia la derecha.

Ejercicio 7: a)Calcula el pH de una ds reguladora que contiene 0.5 M en amoniaco y 0.5 M en cloruro de amonio b) Qué ocurrirá al añadir 0.05 moles de ácido fuerte.
 DATOS: Ka amonio = 5,6.10^-10 y Kb amoniaco= 1,8.10^-5

**Os  adjunto un Ejemplo de ejercicio resuelto. Ánimo a trabajar, os espero en comentarios

Aquí tenéis más problemas resueltos, el primero es de Hidrólisis, y el segundo de cálculo de pH en una ds reguladora.

Ahora intenta resolver el siguiente ejercicio:
EJERCICIO 8  a)Calcula el pH de una disolución reguladora que es 0.2 M en ácido acético y 0.3 M en acetato de sodio. b) Calcula el nuevo pH al añadir 0.2 M de HCl
DATOS: Ka acético = 1,8.10^-5

4. HIDRÓLISIS

Es la reacción de los iones de una sal con el agua. La sal proviene de una reacción de neutralización entre ácido + base:

Así, las sales pueden producir que una disolución de las mismas sea ácida, básica o neutra. Sólo es apreciable cuando estos iones son fuertes porque proceden de un ácido o una base débil:

1.Ejemplo de hidrólisis ácida (el catión amonio es un ácido fuerte, por ser el conjugado de NH3 que es una base débil):

 =NH4⁺ + H2O      NH3 + H3O⁺

2. Ejemplo de hidrólisis básica (el anión acetato es una base fuerte por ser el conjugado de ac acético que es débil):

CH3–COO–  +  H2O = CH3–COOH + OH–

 Tipos de hidrólisis. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en 4 tipos:

a) Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
b) Sales procedentes de ácido débil y base fuerte (Hidrólisis Básica)
c) Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. (Hidrólisis Ácida).
d) Sales procedentes de ácido débil y base débil.

a) NO HIDRÓLISIS: Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
Ejemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+ que es un ácido muy débil como el Cl– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua.

b)BÁSICA: Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.

Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO– es una base relativamente fuerte(porque es la base conjugada del ácido acético que es débil) y si reacciona con ésta de forma significativa: 

CH3–COO– + H2O = CH3–COOH + OH–   lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica). 

c)ÁCIDA: Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.

Ejemplo: NH4Cl Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa: 

NH4⁺ + H2O  = NH3 + H3O+ lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida). 

d)Sales procedentes de ácido débil y base débil.

Ejemplo: NH4CN En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ión se hidrolice en mayor grado. 

Como Kb(CN–) = 2 x10^-5 M y Ka(NH4+) = 5,6 x10^-10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4+) 

Ejemplo: CALCULO DEL pH  DE UNA DS ACUOSA DE LA SAL NaCN. Se producirá hidrólisis básica por ser el CN– un anión procedente de un ácido débil. La reacción de hidrólisis será:

*Nota al grado de disociación le ha llamado "x" en vez de alpha, y se hubiésemos resuelto la ec de 2º grado hubiese salido 0.048 (venga hacerlo vosotros)

Ahora realiza el siguiente ejercicio:

Ejercicio 6) (Selectividad. Madrid Junio 1998).

Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.

Los resultados y dudas →→→por comentarios por favor.

** Os adjunto un ejercicio resuelto de hidrólisis, para que sigáis los mismos pasos

***Os dejo también un pdf con todo el tema ácido base, en la pag 18 tenéis la hidrólisis

 

Ejercicio resuelto calculo de pH

Chicos aquí os dejo un video amateur, espero que os ayude, y no le presteis mucha atención a mis cualidades como youtuber, porque son pésimas.
La 1@ parte está dividida en 2 videos de un ejemplo de ejercicio de pH.

Y el tercer video es el ejercicio 4 de la relación de problemas.
Copiarlos en vuestro cuaderno, y ya sabéis cualquier cosa nos vemos en "Comentarios"

MEDIDAS DE LA ACIDEZ 3.1 Kw: producto iónico del H2O

En realidad esta palabra hace referencia a la ionización del H₂O en sus dos iones: H⁺ (hidronio) e OH^- (hidroxilo) . Y según la Teoría de Arrhenius se llama autoionización, puesto que el agua disuelta en ella misma produce dichos iones:

Y según la Teoría de Bronsted-Lowry la reacción sería:

Por lo tanto vemos que también se trata de un Equilibrio ácido-base cuya constante Ka (ó Kc) podemos averiguar fácilmente:

Como veis tenemos una constante de equilibrio nueva (Kw) la cual se relaciona con el apartado 3.2 CONCEPTO DE pH; puesto que [H₃O⁺].[OH^-] = 1.10^-14entonces log[H₃O⁺].log[OH^-] = pH+pOH=14 lo cual nos servirá para resolver muchos problemas de pH.

Y además Kw nos sirve también para relacionar Ka y Kb para un ácido y su base conjugada, fíjate en la siguiente imagen:

Por lo tanto si en un problema nos dan la Ka, podemos averiguar cuanto vale la Kb de su base conjugada (Practica ésto, y vuelve a resolver el ejercicio 1 del apartado 2.2 grado de ionización, obteniendo datos numéricos para las Ka y Kb respectívamente).

A continuación os dejo la Escala de pH e información de Los Indicados acido base más utilizados en las valoraciones ácido base.

3.3 Indicadores ácido base

Son colorantes orgánicos, que cambian de color según se adicionen a una sustancia ácida o básica.  De esta forma podemos intuir el pH del medio (El papel indicador, está impregnado de dichos colorantes, y un colorante natural es el extracto de col lombarda). Lo fundamental de un indicador es que tiene un intervalo de viraje de 2 unidades de pH, y lo que ocurre que la disolución cambiará de color cuando nos encontramos en ese intervalo. El indicador más utilizado es la fenolftaleína y se utiliza cuando valoramos una sustancia ácida con una básica, y llegados al punto de equivalencia, en la que se igualan estequiométricamente las cantidades de ácido y base, el exceso de base que añadamos, produce un cambio de color en el indicador de incoloro a rosa, al pasar de un pH ácido a básico o alcalino

Utiliza todo lo aprendido hasta ahora para realizar los siguientes ejercicios: (Utilizad "Comentarios" para aportar vuestra resolución)

Ejercicio 4 Se prepara una disolución de ácido benzoico de pH = 3.1, disolviendo 0.61 g del ácido en agua hasta obtener 500 mL de disolución. Calcula:

a) El grado de disociación del ácido benzoico

b) La Ka del ácido benzoico

c) La Kb del anión benzoato (Nota: utiliza la relación entre Kw, Ka y Kb)

Ejercicio 5 a)Calcula el pOH de una disolución cuya [H₃O⁺]=10^-6 b) Calcula el pH de una disolución de HCl (Nota: primero comprueba si este ácido es fuerte o débil para saber si está completamente disociado)

Tema Acido Base: punto 2.2 Grado de ionización

Al igual que en el Tema de Equilibrio hablábamos de grado de disociación, en este caso, el grado de ionización (ɑ) se define como la fracción de moléculas disociadas o ionizadas respecto a las iniciales; como veis es un concepto similar que se utilizará solamente para ácidos y bases débiles puesto que los fuertes se disocian completamente:

A continuación os dejo un listado de ácidos y bases fuertes y débiles:

y un segundo listado donde se relacionan con su Ka o su Kb, ya sabéis cuando > sea la K > fortaleza tendrá el ácido o la base, como orientación deciros que a partir de 10^-5  ya son débiles; también tener en cuenta que cuanto más fuerte es un ácido más débil es su base conjugada, puesto que son términos opuestos.

Ejercicio 1: Aplicando la teoría de Bronsted Lowry en disoclución acuosa: a) Razona si las especies amonio e ión sulfuro son ácidos o bases. b) Justifica cuáles son las bases conjugadas de los ácidos HCN y C6H5COOH  c) Sabiendo que a 25ºC las Ka de dichos ácidos son 6,4.10^-5  y 4,9.10^-10 , respectívamente ¿qué base conjugada será más fuerte?. Justifica la respuesta

Ejercicio 2: Ordena de mayor a menor fuerza los acidos HCO₃^-, HF, HNO3 y H₃O⁺ y las bases NH3, HCO₃^- , HS^-  y OH^-

Ejercicio 3: Considerando el vinagre una disolución de ácido acético en agua de concentración 0.9 M, determina el grado de ionización del ácido acético en el vinagre. Datos: Ka CH3COOH = 1,78.10^-5

Ayúdate, con este video de resolución de un problema similar: (se resuelven igual que los de eq, haciendo en primer lugar el balance). Más videos: https://youtu.be/QBRrj34Joeo