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Química: Comenzando con los átomos 2ed

14.7 Titulaciones ácido-base

Química: Comenzando con los átomos 2ed14.7 Titulaciones ácido-base

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Interpretar las curvas de titulación de los sistemas ácido-base fuertes y débiles
  • Calcular el pH de la muestra en etapas importantes de una titulación
  • Explicar la función de los indicadores ácido-base

Como se vio en el capítulo sobre la estequiometría de las reacciones químicas, las titulaciones pueden utilizarse para analizar cuantitativamente las soluciones en cuanto a sus concentraciones de ácidos o bases. En esta sección, exploraremos los equilibrios químicos subyacentes que hacen de la titulación ácido-base una técnica analítica útil.

Curvas de titulación

Una curva de titulación es un gráfico de alguna propiedad de la solución versus la cantidad de titulante añadido. En el caso de las titulaciones ácido-base, el pH de la solución es una propiedad útil de controlar porque varía de forma predecible con la composición de la solución y, por tanto, se puede utilizar para controlar el progreso de la titulación y detectar su punto final. El siguiente ejercicio de ejemplo demuestra el cálculo del pH para una solución de titulación después de las adiciones de varios volúmenes especificados de titulante. El primer ejemplo consiste en una titulación de un ácido fuerte que solo requiere cálculos estequiométricos para deducir el pH de la solución. El segundo ejemplo aborda una titulación de un ácido débil que requiere cálculos de equilibrio.

Ejemplo 14.21

Cálculo del pH de las soluciones de titulación: Ácido fuerte/Base fuerte

Se realiza una titulación de 25,00 mL 0,100 M de HCl (ácido fuerte) con 0,100 M de una base fuerte NaOH (la curva de titulación se muestra en la Figura 14.18). Calcule el pH a estos volúmenes de solución de base añadida:

(a) 0,00 mL

(b) 12,50 mL

(c) 25,00 mL

(d) 37,50 mL

Solución

(a) Volumen de titulante = 0 mL. El pH de la solución se debe a la ionización ácida del HCl. Como se trata de un ácido fuerte, la ionización es completa y la molaridad del ion de hidronio es de 0,100 M. El pH de la solución es entonces
pH=log( 0,100 )=1,000 pH=log( 0,100 )=1,000

(b) Volumen de titulante = 12,50 mL. Dado que la muestra de ácido y el titulante de base son ambos monopróticos y de igual concentración, esta adición de titulante implica menos de una cantidad estequiométrica de base, por lo que se consume completamente por reacción con el exceso de ácido en la muestra. La concentración de ácido sobrante se calcula restando la cantidad consumida de la cantidad inicial y dividiendo entre el volumen de la solución:

[H3O+]=n(H+)V=0,002500 mol×(1.000 mL1 L)0,100M×12,50 mL25,00 mL+12,50 mL=0,0333M[H3O+]=n(H+)V=0,002500 mol×(1.000 mL1 L)0,100M×12,50 mL25,00 mL+12,50 mL=0,0333M

(c) Volumen de titulante = 25,00 mL. Esta adición de titulante implica una cantidad estequiométrica de base (el punto de equivalencia), por lo que solo los productos de la reacción de neutralización están en solución (agua y NaCl). Ni el catión ni el anión de esta sal sufren una ionización ácido-base; el único proceso que genera iones de hidronio es la autoprotólisis del agua. La solución es neutra, con un pH = 7,00.

(d) Volumen de titulante = 37,50 mL. Esto implica la adición de titulante por encima del punto de equivalencia. A continuación, se calcula el pH de la solución mediante la concentración de iones de hidróxido:

n(OH)0>n(H+)0n(OH)0>n(H+)0
[OH]=n(OH)V=0,100M×37,50 mL0,002500 mol×(1.000 mL1 L)25,00 mL+37,50 mL=0,0200M[OH]=n(OH)V=0,100M×37,50 mL0,002500 mol×(1.000 mL1 L)25,00 mL+37,50 mL=0,0200M

pH = 14 − pOH = 14 + log([OH]) = 14 + log(0,0200) = 12,30

Compruebe lo aprendido

Calcule el pH para la titulación de ácido fuerte/base fuerte entre 50,0 mL de 0,100 M de HNO3(aq) y 0,200 M de NaOH (titulante) a los volúmenes indicados de base añadida: 0,00 mL, 15,0 mL, 25,0 mL y 40,0 mL.

Respuesta:

0,00: 1,000; 15,0: 1,5111; 25,0: 7; 40,0: 12,523

Ejemplo 14.22

Titulación de un ácido débil con una base fuerte

Considere la titulación de 25,00 mL de 0,100 M de CH3CO2H con 0,100 M de NaOH. La reacción puede representarse como:
CH3CO2H+OHCH3CO2+H2OCH3CO2H+OHCH3CO2+H2O

Calcule el pH de la solución de titulación tras la adición de los siguientes volúmenes de titulante NaOH:

(a) 0,00 mL

(b) 25,00 mL

(c) 12,50 mL

(d) 37,50 mL

Solución

(a) El pH inicial se calcula para la solución de ácido acético en el enfoque habitual de ICE:

Ka=[H3O+][CH3CO2][CH3CO2H][H3O+]2[CH3CO2H]0,Ka=[H3O+][CH3CO2][CH3CO2H][H3O+]2[CH3CO2H]0, y [H3O+]=Ka×[CH3CO2H]=1,8×10-5×0,100=1,3×10-3[H3O+]=Ka×[CH3CO2H]=1,8×10-5×0,100=1,3×10-3

pH=−log(1,3×10-3)=2,87pH=−log(1,3×10-3)=2,87

(b) Tanto el ácido como el titulante son monopróticos y las soluciones de la muestra y del titulante tienen igual concentración; por lo tanto, este volumen de titulante representa el punto de equivalencia. Sin embargo, a diferencia del ejemplo del ácido fuerte anterior, la mezcla de reacción en este caso contiene una base débil conjugada (ion de acetato). El pH de la solución se calcula considerando la ionización de la base del acetato, que está presente en una concentración de

0,00250 mol0,0500 L=0,0500 MCH3CO20,00250 mol0,0500 L=0,0500 MCH3CO2

La ionización de la base del acetato viene representada por la ecuación

CH3CO2(aq)+H2O(l)CH3CO2H(aq)+OH(aq)CH3CO2(aq)+H2O(l)CH3CO2H(aq)+OH(aq)
Kb=[H+][OH]Ka=KwKa=1,0×10-141,8×10-5=5,6×10-10Kb=[H+][OH]Ka=KwKa=1,0×10-141,8×10-5=5,6×10-10

Suponiendo que x << 0,0500, el pH se puede calcular mediante el enfoque habitual de ICE: Kb=x20,0500MKb=x20,0500M

x=[OH]=5,3×106x=[OH]=5,3×106
pOH=−log(5,3×106)=5,28pOH=−log(5,3×106)=5,28
pH=14,005,28=8,72pH=14,005,28=8,72

Observe que el pH en el punto de equivalencia de esta titulación es significativamente mayor que 7, como se espera cuando se titula un ácido débil con una base fuerte.

(c) Volumen de titulante = 12,50 mL. Este volumen representa la mitad de la cantidad estequiométrica de titulante, por lo que se ha neutralizado la mitad del ácido acético para obtener una cantidad equivalente de ion de acetato. Por lo tanto, las concentraciones de estas parejas ácido-base conjugadas son iguales. Un enfoque conveniente para calcular el pH es el uso de la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

pH=pKa+log[Base][Ácido]=−log(Ka)+log[CH3CO2][CH3CO2H]=−log(1,8×10-5)+log(1).pH=pKa+log[Base][Ácido]=−log(Ka)+log[CH3CO2][CH3CO2H]=−log(1,8×10-5)+log(1).
pH=−log(1,8×105)=4,74pH=−log(1,8×105)=4,74

(pH = pKa en el punto medio de equivalencia en una titulación de un ácido débil)

(d) Volumen de titulante = 37,50 mL. Este volumen representa un exceso estequiométrico de titulante, y una solución de reacción que contiene tanto el producto de la titulación, el ion de acetato, como el exceso de titulante fuerte. En este tipo de soluciones, el pH de la solución viene determinado principalmente por la cantidad de base fuerte en exceso:

[OH]=(0,003750 mol0,00250 mol)0,06250 L=2,00×10-2M[OH]=(0,003750 mol0,00250 mol)0,06250 L=2,00×10-2M
pOH=−log(2,00×10-2)=1,70 y pH=14,001,70=12,30pOH=−log(2,00×10-2)=1,70 y pH=14,001,70=12,30

Compruebe lo aprendido

Calcule el pH para la titulación de ácido débil/base fuerte entre 50,0 mL de 0,100 M de HCOOH(aq) (ácido fórmico) y 0,200 M de NaOH (titulante) a los volúmenes indicados de base añadida: 0,00 mL, 15,0 mL, 25,0 mL y 30,0 mL.

Respuesta:

0,00 mL: 2,37; 15,0 mL: 3,92; 25,00 mL: 8,29; 30,0 mL: 12,097

La realización de cálculos adicionales similares a los del ejemplo anterior permite una evaluación más completa de las curvas de titulación. En la Tabla 14.2 se ofrece un resumen de los pares de datos de pH/volumen para las titulaciones de ácidos fuertes y débiles, y en la Figura 14.18 se representan las curvas de titulación. La comparación de estas dos curvas ilustra varios conceptos importantes que se abordan mejor identificando las cuatro etapas de una titulación:

Estado inicial (volumen de titulante añadido = 0 mL): el pH viene determinado por el ácido que se está titulando; como las dos muestras de ácido tienen igual concentración, el ácido débil mostrará un pH inicial mayor.

Punto antes de la equivalencia (0 mL < V < 25 mL): el pH de la solución aumenta gradualmente y el ácido se consume por reacción con el titulante añadido; la composición incluye el ácido sin reaccionar y el producto de la reacción, su base conjugada.

Punto de equivalencia (V = 25 mL): se observa un aumento drástico del pH cuando la composición de la solución pasa de ácida a neutra (para la muestra de ácido fuerte) o básica (para la muestra de ácido débil), con un pH determinado por la ionización de la base conjugada del ácido.

Punto después de la equivalencia (V > 25 mL): el pH se determina por la cantidad de exceso de titulante de base fuerte añadido; como ambas muestras se titulan con el mismo titulante, ambas curvas de titulación parecen similares en esta etapa.

valores de pH en las titulaciones de un ácido fuerte y de un ácido débil
Volumen de 0,100 M de NaOH añadido (mL) Moles de NaOH añadidos valores de pH de 0,100 M de HCl1 valores de pH de 0,100 M de CH3CO2H2
0,0 0,0 1,00 2,87
5,0 0,00050 1,18 4,14
10,0 0,00100 1,37 4,57
15,0 0,00150 1,60 4,92
20,0 0,00200 1,95 5,35
22,0 0,00220 2,20 5,61
24,0 0,00240 2,69 6,13
24,5 0,00245 3,00 6,44
24,9 0,00249 3,70 7,14
25,0 0,00250 7,00 8,72
25,1 0,00251 10,30 10,30
25,5 0,00255 11,00 11,00
26,0 0,00260 11,29 11,29
28,0 0,00280 11,75 11,75
30,0 0,00300 11,96 11,96
35,0 0,00350 12,22 12,22
40,0 0,00400 12,36 12,36
45,0 0,00450 12,46 12,46
50,0 0,00500 12,52 12,52
Tabla 14.2
Se muestran dos gráficos. El primer gráfico de la izquierda se titula "Titulación del ácido débil". El eje horizontal está etiquetado como "Volumen de 0,100 M de N a O H añadido (m L)". Las marcas y las líneas verticales de la cuadrícula se proporcionan cada 5 unidades de 0 a 50. El eje vertical está etiquetado como "p H" y está marcado cada 1 unidad comenzando en 0 y extendiéndose hasta 14. En el gráfico se dibuja una curva roja que aumenta constantemente desde el punto (0, 3) hasta aproximadamente (20, 5,5), después de lo cual el gráfico tiene una sección vertical desde (25, 7) hasta (25, 11). A continuación, el gráfico se nivela hasta un valor de aproximadamente 12,5 desde unos 40 m L hasta 50 m L. El punto medio del segmento vertical de la curva etiquetado "Punto de equivalencia p H, 8,72". El segundo gráfico de la derecha se titula "Titulación del ácido fuerte". El eje horizontal está etiquetado como "Volumen de 0,100 M de N a O H añadido (m L)" Las marcas y las líneas verticales de la cuadrícula se proporcionan cada 5 unidades de 0 a 50. El eje vertical está etiquetado como "p H" y está marcado cada 1 unidad comenzando en 0 y extendiéndose hasta 14. En el gráfico se dibuja una curva roja que aumenta gradualmente desde el punto (0, 1) hasta aproximadamente (22,5, 2,2), tras lo cual el gráfico tiene una sección vertical desde (25, 4) hasta casi (25, 11). A continuación, el gráfico se nivela a un valor de aproximadamente 12,4 desde unos 40 m L hasta 50 m L. El punto medio del segmento vertical de la curva etiquetado como "Punto de equivalencia p H, 7,00".
Figura 14.18 (a) La curva de titulación para la titulación de 25,00 mL de 0,100 M de HCl (ácido fuerte) con 0,100 M de NaOH (base fuerte) tiene un punto de equivalencia de 7,00 pH. (b) La curva de titulación para la titulación de 25,00 mL de 0,100 M de ácido acético (ácido débil) con 0,100 M de NaOH (base fuerte) tiene un punto de equivalencia de 8,72 pH.

Indicadores ácido-base

Algunas sustancias orgánicas cambian de color en solución diluida cuando la concentración de iones de hidronio alcanza un valor determinado. Por ejemplo, la fenolftaleína es una sustancia incolora en cualquier solución acuosa con una concentración de iones de hidronio superior a 5,0 ×× 10−9 M (pH < 8,3). En soluciones más básicas donde la concentración de iones de hidronio es inferior a 5,0 ×× 10−9 M (pH > 8,3), es de color rojo o rosa. Las sustancias como la fenolftaleína, que pueden utilizarse para determinar el pH de una solución, se denominan indicadores ácido-base. Los indicadores ácido-base son ácidos orgánicos débiles o bases orgánicas débiles.

El equilibrio en una solución del indicador ácido-base naranja de metilo, un ácido débil, puede representarse mediante una ecuación en la que utilizamos HIn como representación simple para la molécula compleja de naranja de metilo:

HIn(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+In(aq)rojoamarilloHIn(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+In(aq)rojoamarillo
Ka=[H3O+][In][HIn]=4,0×10-4Ka=[H3O+][In][HIn]=4,0×10-4

El anión del naranja de metilo, In, es amarillo, y la forma no ionizada, HIn, es roja. Cuando añadimos ácido a una solución de naranja de metilo, el aumento de la concentración de iones de hidronio desplaza el equilibrio hacia la forma roja no ionizada, de acuerdo con el principio de Le Châtelier. Si añadimos base, desplazamos el equilibrio hacia la forma amarilla. Este comportamiento es completamente análogo a la acción de los tampones.

El color percibido de una solución indicadora está determinado por el cociente de las concentraciones de las dos especies In y HIn. Si la mayor parte del indicador (normalmente un 60−90% o más) está presente como In, el color percibido de la solución es amarillo. Si la mayor parte está presente como HIn, el color de la solución es rojo. La ecuación de Henderson-Hasselbalch es útil para entender la relación entre el pH de una solución indicadora y su composición (por tanto, el color percibido):

pH=pKa+log([In][HIn])pH=pKa+log([In][HIn])

En las soluciones donde el pH > pKa, el término logarítmico debe ser positivo, que indica un exceso de la forma de base conjugada del indicador (solución amarilla). Cuando el pH < pKa, el término logarítmico debe ser negativo, que indica un exceso del ácido conjugado (solución roja). Cuando el pH de la solución está cerca del pKa del indicador, están presentes cantidades apreciables de ambos conjugados, y el color de la solución es el de una combinación aditiva de cada uno (amarillo y rojo, dando lugar al naranja). El intervalo de cambio de color (o intervalo de pH) para un indicador ácido-base se define como el rango de valores de pH sobre el cual se observa un cambio de color, y para la mayoría de los indicadores este rango es aproximadamente pKa ± 1.

Hay muchos indicadores ácido-base diferentes que cubren una amplia gama de valores de pH y pueden utilizarse para determinar el pH aproximado de una solución desconocida mediante un proceso de eliminación. Los indicadores universales y el papel de pH contienen una mezcla de indicadores y muestran diferentes colores a diferentes pH. La Figura 14.19 presenta varios indicadores, sus colores y sus intervalos de cambio de color.

Esta figura ofrece una representación gráfica de los indicadores y las gamas de colores. Un eje horizontal está etiquetado como "p H". Este eje comienza en cero y aumenta de a uno hasta 13. La parte izquierda del gráfico muestra una columna con los nombres de los indicadores. A la derecha de cada nombre de indicador hay una o dos barras de color que están sombreadas según el color del indicador en varios rangos de p H. Desde arriba, la primera fila está etiquetada como "Cristal violeta". La barra de color asociada es amarilla en su extremo izquierdo a un p H de 0 y cambia a verde y azul a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 1,8. La segunda fila está etiquetada como "Rojo Cresol". La barra de color asociada es roja en su extremo izquierdo a un p H de 1 y cambia a naranja y amarillo a medida que se mueve hacia la derecha a su punto final a un p H de poco más de 2. Una segunda barra a su derecha es amarilla a un p H de aproximadamente 7 y cambia a naranja y luego a rojo a un p H de aproximadamente 9. La tercera fila está etiquetada como "Azul de timol". La barra de color asociada es roja en su extremo izquierdo a un p H de casi 1,2 y cambia a naranja y rojo a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 2,8. Una segunda barra comienza en amarillo a un p H de 8 y cambia a verde y a luego a azul hasta su punto final a un p H de alrededor de 9,1. La cuarta fila está etiquetada como "Eritrosina B". La barra de color asociada es roja desde un p H de 2,2 hasta su punto final a un p H de 3,6. La quinta fila está etiquetada como "2 coma 4 guion Dinitrofenol". La barra de color asociada es blanca en su extremo izquierdo a un p H de 2,6 y cambia a amarillo en su punto final a un p H de 4. La sexta fila está etiquetada como "Azul de bromofenol". La barra de color asociada es amarilla en su extremo izquierdo a un p H de 3 y cambia a verde y azul a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 4,5. La séptima fila está etiquetada como "Naranja de metilo". La barra de color asociada es rojo-naranja en su extremo izquierdo a un p H de 4,2 y cambia a amarillo a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 6,3. La octava fila está etiquetada como "Verde de bromocresol". La barra de color asociada es amarilla en su extremo izquierdo a un p H de 3,8 y cambia a verde y azul a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 5,4. La novena fila está etiquetada como "Rojo de metilo". La barra de color asociada es naranja en su extremo izquierdo a un p H de 4,2 y cambia a amarillo a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 6,3. La décima fila está etiquetada como "Negro de eriocromo* T". La barra de color asociada es roja en su extremo izquierdo a un p H de 5 y cambia a púrpura y azul a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 6,5. La undécima fila está etiquetada como "Púrpura de bromocresol". La barra de color asociada es amarilla en su extremo izquierdo a un p H de 5,2 y cambia a púrpura a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 6,8. La duodécima fila está etiquetada como "Alizarina". La primera barra de color asociada es amarillo-naranja en su extremo izquierdo a un p H de 5,7 y cambia a rojo a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 7,2. Una segunda barra comienza en rojo a un p H de 11 y cambia a púrpura, luego a azul oscuro en su extremo derecho a un p H de 12,4. La decimotercera fila está etiquetada como "Azul de bromotimol". La barra de color asociada es amarilla en su extremo izquierdo a un p H de 6 y cambia a verde y azul a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 7,6. La decimocuarta fila está etiquetada como "Rojo fenol". La barra de color asociada es amarillo-naranja en su extremo izquierdo a un p H de 6,8 y cambia a naranja y rojo a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 8,2. La decimoquinta fila está etiquetada como "m guion nitrofenol". La barra de color asociada es blanca en su extremo izquierdo a un p H de 6,8 y cambia a amarillo a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 8,6. La decimosexta fila está etiquetada como "o guion cresolftaleína". La barra de color asociada es blanca en su extremo izquierdo a un p H de 8,3 y cambia a rojo a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 9,8. La decimoséptima fila está etiquetada como "Fenolftaleína". La barra de color asociada es blanca en su extremo izquierdo a un p H de 8 y cambia a rosa a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 10. La decimoctava fila está etiquetada como "Timolftaleína". La barra de color asociada es de color azul claro en su extremo izquierdo a un p H de 9,3 y cambia a un azul oscuro y profundo a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 10,5. La decimonovena fila está etiquetada como "Amarillo de alizarina R". La barra de color asociada es amarillo-naranja en su extremo izquierdo a un p H de 10 y cambia a rojo a medida que se mueve hacia la derecha hasta su punto final a un p H de 12.
Figura 14.19 Este gráfico ilustra los intervalos de cambio de color de varios indicadores ácido-base.
Se muestra un gráfico titulado "Titulación del ácido débil". El eje horizontal está etiquetado como "Volumen de 0,100 M de N a O H añadido (m L)" y comienza en 0 con marcas cada 5 unidades hasta 50. El eje vertical está etiquetado como "p H" y comienza en 0 y aumenta en unidades hasta 14. En el gráfico se dibuja una curva roja. La curva comienza en (0, 3) y pasa por los puntos (5, 4,1), (10, 4,7), (15, 5), (20, 5,5) y (22,5, 6), tras lo cual aumenta rápidamente, formando una sección vertical centrada en el punto (25, 8,7). A continuación, el rápido aumento de la curva se nivela y esta pasa por los puntos (30, 12), (35, 12,4), (40, 12,5), (45, 12,6) y (50, 12,6). Un rectángulo marrón se extiende horizontalmente por el gráfico cubriendo el rango de p H de 3 a 4,2. A la derecha, este rectángulo está etiquetado como "Rango de p H del metil-naranja". Un rectángulo azul se extiende horizontalmente por el gráfico cubriendo el rango de p H de 4,6 a 8. A la derecha, este rectángulo está etiquetado como "Rango de p H del tornasol". Un rectángulo púrpura se extiende horizontalmente por el gráfico cubriendo el rango de p H de 8,4 a 10. A la derecha, este rectángulo está etiquetado como "Rango de p H de la fenolftaleína". El punto medio del segmento vertical de la curva está etiquetado como "Punto de equivalencia p H, 8,72".
Figura 14.20 Curvas de titulación de ácidos fuertes y débiles que ilustran la elección adecuada del indicador ácido-base. Cualquiera de los tres indicadores mostrará un cambio de color razonablemente agudo en el punto de equivalencia de la titulación del ácido fuerte, pero solo la fenolftaleína es adecuada para su uso en la titulación del ácido débil.

Las curvas de titulación mostradas en la Figura 14.20 ilustran la elección de un indicador adecuado para titulaciones específicas. En la titulación con ácido fuerte, el uso de cualquiera de los tres indicadores debería producir cambios de color razonablemente nítidos y determinaciones precisas del punto final. Para esta titulación, el pH de la solución alcanza el límite inferior del intervalo de cambio de color del naranja de metilo después de la adición de ~24 mL de titulante, momento en el que la solución inicialmente roja comenzaría a aparecer naranja. Cuando se han añadido 25 mL de titulante (el punto de equivalencia), el pH está muy por encima del límite superior y la solución aparecerá amarilla. El punto final de la titulación puede estimarse entonces como el volumen de titulante que produce un cambio de color distinto de naranja a amarillo. Sería un reto para la mayoría de los ojos humanos discernir con precisión este cambio de color. Es posible realizar estimaciones más precisas del punto final de la titulación utilizando tornasol o fenolftaleína, ya que ambos presentan intervalos de cambio de color que están englobados por el aumento pronunciado del pH que se produce alrededor del punto de equivalencia de 25,00 mL.

La curva de titulación del ácido débil en la Figura 14.20 muestra que solo uno de los tres indicadores es adecuado para la detección del punto final. Si se utiliza naranja de metilo en esta titulación, la solución experimentará un cambio gradual de color rojo a naranja a amarillo en un intervalo de volumen relativamente grande (0–6 mL), completando el cambio de color mucho antes de que se haya alcanzado el punto de equivalencia (25 mL). El uso del tornasol mostraría un cambio de color que comienza después de añadir 7–8 mL de titulante y termina justo antes del punto de equivalencia. La fenolftaleína, por el contrario, presenta un intervalo de cambio de color que asocia perfectamente el cambio brusco de pH que se produce en el punto de equivalencia de la titulación. Se observará un cambio de color brusco de incoloro a rosa en un intervalo de volumen muy pequeño alrededor del punto de equivalencia.

Notas a pie de página

  • 1Titulación de 25,00 mL de 0,100 M de HCl (0,00250 mol de HCI) con 0,100 M de NaOH.
  • 2Titulación de 25,00 mL de 0,100 M de CH3CO2H (0,00250 mol de CH3CO2H) con de 0,100 M de NaOH.
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