DIAPOSITIVAS PRINCIPIOS DE LAS VALORACIONES ACIDO BASE
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VALORACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON BASE FUERTE

1.   Valore  50.00 ml de HCl 0.0500 M con NaOH  0,1000M cuando se adicionan 0 ml, 10 ml, 25 ml y 30 ml de reactivo, respectivamente.

*Punto inicial 0 ml

pH= -log [H₃O⁺] = -log 0,0500 = 1.30

*Despuès de la adición de 10.00 ml de reactivo

           

                    Va * Ca   -   Vb  *  Cb

[HCl] =  _________________________________

                           Va +  Vb

          (50,00ml * 0,0500 M)  -  (10,00 ml * 0,1000 M)

[HCl] =  ______________________________________________________________

                     50,00 ml + 10,00 ml

          2500 Mml  -  1000 Mml

[HCl] =  ________________________________    =  2500 X10^{-2 M}

                 60,00 ml

pH = -log 2,500 * 10^-2 = 1,60

*Adición de 25,00 ml de reactivo

[H₃O] = raiz KW = Raiz 1X10^-14 = 1*10^-7  M

pH = -log 1*10^-7 = 7,00

*Después de la adición de 30 ml de reactivo

             Vb * Cb  -  Va * Ca

[NaOH] =  _________________________

                 Va + Vb

           30,00 ml  * 0,100 M -  50,00 ml * 0,0500 M

[NaOH] = _________________________________________________________  = 6,25 * 10 ^-3 M

                         80 ml

pOH = -log 6,25 * 10 ^-3 M = 2,2041

VALORACIÓN DE UNA BASE FUERTE CON ÁCIDO FUERTE

1.   Calcule el pH de durante la valoración de 50,00 ml de NaOH 0,0500 M con HCl 0,1000 M después de la adición de los siguientes  volúmenes de reactivo: 24,50 ml, 25,00ml y 25,50ml

*Adición de 24,50 ml

           Vb * Cb  -  Va * Ca

[OH] =  __________________________

              Va + Vb

           50,00 ml  * 0,0500 M -  24,50 ml * 0,1000 M

[OH] =   ___________________________________________________________  = 6,71 * 10^-4 M

                   50,00 ml + 24,50 ml

[H₃O] = KW*(6,71 * 10^-4 M) = 1*10^-14 (6,71 * 10^-4 M) = 1,4910*10^-11 M

pH = -log 1,4910*10^-11 = 10,83

*Adición de 25,00 ml

[H₃O] = kw = 1*10^-14 = 1*10^-7 M

pH = -log 1*10^-7 = 7,00

*Adición de 25,50 ml

           25,50 ml  * 0,100 M -  50,00 ml * 0,0500 M

[HCl] =   __________________________________________________________ =  6,62 * 10^-4 M

                         75,50 ml

pH = -log 6,62 * 10^-4 = 3,18

VALORACIÓN DE ÁCIDOS DÉBILES CON BASES FUERTES

1.   Valore 50,00 ml de ácido acético 0,1000 M con NaOH 0,1000 M en  0 ml de reactivo, 25 ml, 50 ml y 50,01 ml.

*Adición de 0 ml

[H₃O] = raiz Ka = raiz (1,75 * 10^-5 * 0,100) = 1,32 * 10^-3  M

pH = -log 1,32 * 10^-3  = 2.88

^{*Adición de 25 ml} 

           50 ml  * 0,100 M -  25 ml * 0,100 M         2500

[OHAc] =  ______________________________________________  =     _______

                      60 ml                                 60

            ^{25 ml  * 0,100 M        2,5}

[NaOAc] =  _____________________   =  _______

               60 ml                 60

Ka = [H₃O] = 1,75 * 10 ^-5 

PH = 4,76

*Adición de 50 ml

 [OH]²         Kw

_________  =  _____  = 5.71 * 10 ^-10

0,0500      Ka

[OH] = raiz 0,0500 * 5,71 * 10 ^-10  = 5,34 * 10^-6 M

pOH = -log  5,34 * 10^-6 = 5,27

pH = 14-5.27 = 8,73

*Adición de 50 ,01 ml 

           50,01 ml  * 0,1000 M -  50 ml * 0,1000 M

[NaOH] =  ______________________________________________________  =   1*10 ^-5 M 

                       100,01 ml

pOH = -log 1*10^-5 = 5

pH = 14-5= 9



Fig 1.Esquema de una titulación



PRINCIPIOS DE LAS VALORACIONES ÁCIDO-BASE

Para iniciar es necesario recordar que las reacciones ácido-base son reacciones de neutralización, siendo este tipo de reacciones de vital importancia en procesos no solo químicos sino también biológicos.




Fig 2. Mapa conceptual temático

 

Disoluciones e indicadores en valoraciones ácido-base

Las reacciones de neutralización como todas, dependen de la reacción entre el analito y el reactivo patrón.

Una disolución patrón es el compuesto usado para que reaccione completamente con el analito, siendo para efectos de neutralizaciones, un ácido o una base fuertes, proporcionando puntos finales más definidos, estando estos compuestos diluidos. Algunas disoluciones ácidas so de ácido sulfúrico, de ácido perclórico, ácido clorhídrico, etc.. mientras que las diluciones básicas son a partir de hidróxido de potasio, de sodio, de bario, etc…

Los indicadores ácido-base

Fig 3. Escala de pH

Son ácidos orgánicos o bases orgánicas débiles que poseen coloración diferente en su forma disociada que en su forma conjugada, siendo este cambio producto de sus modificaciones estructurales. En este sentido es importante la determinación de la constante de acidez. (Skoog, D. fundamentos de quimica analitica).

Errores en la valoración

 Variables que influyen en el comportamiento del indicador

 
 

• Temperatura.
•  Fuerza iónica del medio.
•  Presencia de partículas coloidales y disolventes orgánicos.

Algunos indicadores conocidos:

Tabla 1.Características de algunos indicadores

1.    Azul de timol

2.    Rojo de metilo

3.    Naranja de metilo

4.    Verde de bromocresol

5.    Púrpura de bromocresol

6.    Rojo de cresol

7.    Fenolftaleína

8.    Entre otros….

Disoluciones patrón: son ácidos o bases fuertes ya que estas sustancias reaccionan más completamente con el analito que los ácidos o bases débiles y por tanto proporcionan puntos finales más definidos. En estos:

• valor de los iones hidronio color ácido puro = 10Ka
• valor de los iones hidronio color alcalino puro = 0,1 Ka

 para obtener el intervalo de pH del indicador, se toman los logaritmo negativos en las dos expresiones:


pH (color ácido) = -log (10 Ka) = pKa + 1


pH (color alcalino) = -log (0,1 Ka) = pKa -1


Intervalo de pH dl indicador = pKa +/- 1. (Skoog, D. fundamentos de quimica analitica).

Valoraciones ácido-base

1.    Observación de cambio de color del punto de equivalencia.

2.    Limitada capacidad humana para identificar la coloración intermedia del indicador.

• Ácido fuerte con base fuerte
• Base fuerte con ácido fuerte

Los puntos de determinación en una curva de calibración se dan en 3 fases: pre equivalencia, equivalencia y pos equivalencia.

Antes de iniciar la valoración se debe elegir un indicador de pH adecuado según el punto de equivalencia previsto de la reacción. El punto de equivalencia se corresponde con el valor teórico de la valoración, pero en la práctica no es posible saberlo con exactitud. En dicho punto habrán reaccionado cantidades estequiométricas de ambos reactivos, y el pH de dicho punto depende de la fuerza relativa del ácido y la base empleados. Para conocer dicho valor se pueden emplear las siguientes reglas:

• Un ácido fuerte reacciona con una base fuerte para formar una disolución neutra (pH = 7).
• Un ácido fuerte reacciona con una base débil para formar una disolución ácida (pH <7).
• Un ácido débil reacciona con una base fuerte para formar una disolución básica (pH> 7).

Acidimetría obteniendo añadiendo una disolución valorante de NaOH desde una bureta.

Cuando un ácido débil reacciona con una base débil, la disolución en el punto de equivalencia será básica, si la base es más fuerte que el ácido, y será ácida, si el ácido es más fuerte que la base. Si ambos son de igual fuerza, entonces el pH de equivalencia será neutro. Sin embargo, los ácidos débiles no se valoran normalmente frente a bases débiles, porque el cambio de color mostrado por el indicador suele ser rápido, y por lo tanto muy difícil de ver con claridad por el observador.

El punto final es el punto en que se detiene la valoración, por ejemplo, tras el viraje de color del indicador. Este cambio producido en la disolución permite establecer experimentalmente el punto final de la valoración.

fig1. http://neetescuela.com/proceso-de-valoracion-de-neutralizacion/
fig3. http://co.kalipedia.com/fisica-quimica/tema/acidos-bases.html?x=20070924klpcnafyq_111.Kes&ap=2
Tabla1. http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimica-tic/applets/Neutralizacion/teoria-neutralizacion.htm

Reacción de Neutralizacion

REACCION DE NEUTRALIZACION