Titulación ácido-base

Acidos y bases
Número de aceptor Ácido Reacción ácido-base Homeostasis ácido-base Fuerza del ácido Función de acidez Anfoterismo Base Soluciones tampón Constante de disociación Número de donante Química del equilibrio Extracción Función de acidez de Hammett pH Afinidad de protones Autoionización del agua Valoración Catálisis ácida de Lewis Pareja de Lewis frustrada Ácido de Lewis quiral Modelo ECW
Tipos de ácidos
Brønsted–Lowry Ametralladora Mineral Orgánico Óxido Fuerte Superácidos Débil Sólido
Tipos de base
Brønsted–Lowry Ametralladora Orgánico Óxido Fuerte Superbases No nucleofílico Débil
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La titulación ácido-base es un método de análisis cuantitativo para determinar la concentración de ácido o base de Brønsted-Lowry (titulación) neutralizándolo con una solución de concentración conocida (titulación). ^[1] Se utiliza un indicador de pH para controlar el progreso de la reacción ácido-base y se puede construir una curva de titulación . ^[1]

Esto difiere de otros modos modernos de titulaciones, como las titulaciones de oxidación-reducción , las titulaciones de precipitación y las titulaciones complexométricas . ^[2] Aunque estos tipos de titulaciones también se utilizan para determinar cantidades desconocidas de sustancias, estas sustancias varían desde iones hasta metales. ^[2]

La titulación ácido-base tiene amplias aplicaciones en diversos campos científicos, como la industria farmacéutica, el control ambiental y el control de calidad en las industrias. ^[3] La precisión y simplicidad de este método lo convierten en una herramienta importante en el análisis químico cuantitativo, contribuyendo significativamente a la comprensión general de la química de las soluciones. ^[4]

La historia de la titulación ácido-base se remonta a finales del siglo XIX, cuando los avances en la química analítica fomentaron el desarrollo de técnicas sistemáticas para el análisis cuantitativo. ^[5] Los orígenes de los métodos de titulación se pueden vincular al trabajo de químicos como Karl Friedrich Mohr a mediados del siglo XIX. ^[5] Sus contribuciones sentaron las bases para comprender las titulaciones que involucran ácidos y bases.

El progreso teórico llegó con la investigación del químico sueco Svante Arrhenius , quien a fines del siglo XIX introdujo la teoría de Arrhenius, proporcionando un marco teórico para las reacciones ácido-base. ^[6] Esta base teórica, junto con los refinamientos experimentales en curso, contribuyó a la evolución de la titulación ácido-base como un método analítico preciso y de amplia aplicación. ^[6]

Con el tiempo, el método ha experimentado nuevos perfeccionamientos y adaptaciones, consolidándose como una herramienta esencial en los laboratorios de diversas disciplinas científicas.

La alcalinidad y la acidimetría son tipos de análisis volumétricos en los que la reacción fundamental es una reacción de neutralización . Implican la adición controlada de un ácido o una base (valorante) de concentración conocida a la solución de concentración desconocida (valoración) hasta que la reacción alcanza su punto de equivalencia estequiométrica. En este punto, los moles de ácido y base son iguales, lo que da como resultado una solución neutra: ^[7]

ácido + base → sal + agua

Por ejemplo:

HCl + NaOH → NaCl + _H2O

La acidimetría es el uso analítico especializado de la titulación ácido-base para determinar la concentración de una sustancia básica (alcalina) utilizando un ácido estándar. Esto se puede utilizar para bases débiles y bases fuertes. ^[8] Un ejemplo de una titulación acidimétrica que involucra una base fuerte es el siguiente:

Ba( OH ) ₂ +2H ⁺ → Ba2 ⁺ + _2H2O

En este caso, la base fuerte (Ba(OH) ₂ ) es neutralizada por el ácido hasta que toda la base haya reaccionado. Esto permite al observador calcular la concentración de la base a partir del volumen del ácido estándar que se utiliza.

La alcalimetría sigue utilizando el mismo concepto de titulación ácido-base analítica especializada, pero para determinar la concentración de una sustancia ácida utilizando una base estándar. ^[8] Un ejemplo de una titulación alcalinómetro que involucra un ácido fuerte es el siguiente:

H2SO4 + _2OH ⁻ → _SO4 ^2- + 2 _H2O​​

En este caso, el ácido fuerte (H2SO4 _{) es} neutralizado por la base hasta que todo el ácido haya reaccionado. Esto permite al observador calcular la concentración del ácido a partir del volumen de la base estándar que se utiliza.

La solución estándar (titrante) se almacena en la bureta , mientras que la solución de concentración desconocida (analito/titulado) se coloca en el matraz Erlenmeyer debajo de ella con un indicador. ^[9]

Se debe elegir un indicador de pH adecuado para detectar el punto final de la titulación. ^[10] El cambio de color u otro efecto debe ocurrir cerca del punto de equivalencia de la reacción para que el experimentador pueda determinar con precisión cuándo se alcanza ese punto. El pH del punto de equivalencia se puede estimar utilizando las siguientes reglas:

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

Estos indicadores son herramientas esenciales en química y biología, que ayudan a determinar la acidez o alcalinidad de una solución mediante la observación de las transiciones de color. ^[10] La siguiente tabla sirve como guía de referencia para estas opciones de indicadores, ofreciendo información sobre los rangos de pH y las transformaciones de color asociadas con indicadores específicos:

La fenolftaleína es ampliamente reconocida como uno de los indicadores ácido-base más utilizados en química. ^[12] Su popularidad se debe a su eficacia en un amplio rango de pH y sus distintivas transiciones de color. ^[12] Sus cambios de color agudos y fácilmente detectables hacen de la fenolftaleína una herramienta valiosa para determinar el punto final de las titulaciones ácido-base, ya que un cambio de pH preciso significa la finalización de la reacción.

Cuando un ácido débil reacciona con una base débil, la solución de punto de equivalencia será básica si la base es más fuerte y ácida si el ácido es más fuerte. Si ambos tienen la misma fuerza, entonces el pH de equivalencia será neutro. ^[13] Sin embargo, los ácidos débiles no suelen titularse frente a bases débiles porque el cambio de color que muestra el indicador suele ser rápido y, por lo tanto, es muy difícil para el observador verlo.

El punto en el que el indicador cambia de color se denomina punto final . ^[10] Se debe elegir un indicador adecuado, preferiblemente uno que experimente un cambio de color (un punto final) cerca del punto de equivalencia de la reacción.

Además de la amplia variedad de soluciones indicadoras, los papeles de pH, elaborados a partir de papel o plástico impregnado con combinaciones de estos indicadores, sirven como una alternativa práctica. ^[13] El pH de una solución se puede estimar sumergiendo una tira de papel de pH en él y haciendo coincidir el color observado con los estándares de referencia provistos en el recipiente. ^[13]

Las titulaciones por exceso de concentración son un fenómeno común y se refieren a una situación en la que el volumen de titulante añadido durante una titulación química excede la cantidad necesaria para alcanzar el punto de equivalencia. ^[14] Este exceso de titulante conduce a un resultado en el que la solución se vuelve ligeramente más alcalina o sobreacidificada. ^[14]

El sobrepaso del punto de equivalencia puede ocurrir debido a varios factores, como errores en las lecturas de la bureta, estequiometría de reacción imperfecta o problemas con la detección del punto final. ^[14] Las consecuencias de las titulaciones sobrepasadas pueden afectar la precisión de los resultados analíticos, particularmente en el análisis cuantitativo. ^[14]

Los investigadores y analistas suelen emplear medidas correctivas, como la titulación por retroceso ^[15] y el uso de técnicas de titulación más precisas, para mitigar el impacto de la sobreevaluación y obtener mediciones fiables y precisas. Comprender las causas, las consecuencias y las soluciones relacionadas con las titulaciones por sobreevaluación es fundamental para lograr resultados precisos y reproducibles en el campo de la química.

Para calcular las concentraciones, se puede utilizar una tabla ICE . ^{[16] [1]} ICE significa inicial , cambio y equilibrio .

El pH de una solución de ácido débil que se titula con una solución de base fuerte se puede encontrar en diferentes puntos del proceso. Estos puntos se dividen en cuatro categorías: ^[17]

1. pH inicial
2. pH antes del punto de equivalencia
3. pH en el punto de equivalencia
4. pH después del punto de equivalencia

1. El pH inicial se aproxima para una solución de ácido débil en agua utilizando la ecuación: ^[1]

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log[{\ce {H3O+}}]_{0}}$donde es la concentración inicial del ion hidronio .${\displaystyle {\ce {[H3O+]0}}}$

2. El pH antes del punto de equivalencia depende de la cantidad de ácido débil restante y de la cantidad de base conjugada formada. El pH se puede calcular de forma aproximada mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch : ^[1] donde K _a es la constante de disociación del ácido .${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log K_{a}+\log {\frac {\text{[Base conjugada]}}{\text{[Ácido débil]}}}}$

3. El pH en el punto de equivalencia depende de cuánto ácido débil se consume para convertirse en su base conjugada. Nótese que cuando un ácido neutraliza una base, el pH puede ser neutro o no (pH = 7). El pH depende de la fuerza del ácido y la base. En el caso de una titulación de ácido débil y base fuerte, el pH es mayor que 7 en el punto de equivalencia. Por lo tanto, el pH se puede calcular utilizando la siguiente fórmula: ^[1]

${\displaystyle {\ce {pH}}_{eq}=-\log[{\ce {H3O+}}]_{eq}=14+\log[{\ce {OH-}}]_{eq}}$ Donde es la concentración del ion hidróxido. La concentración del ion hidróxido se calcula a partir de la concentración del ion hidronio y utilizando la siguiente relación:${\displaystyle {\ce {[OH^{-}]}}}$

${\displaystyle K_{a}K_{b}=K_{w}=10^{-14}}$ Donde K _b es la constante de disociación de la base , K _w es la constante de disociación del agua.

4. El pH después del punto de equivalencia depende de la concentración de la base conjugada del ácido débil y de la base fuerte del titulante. Sin embargo, la base del titulante es más fuerte que la base conjugada del ácido. Por lo tanto, el pH en esta región está controlado por la base fuerte. Por lo tanto, el pH se puede encontrar utilizando lo siguiente: ^[1]

${\displaystyle {\ce {pH}}=14+\log[{\ce {OH^-}}]=14+\log {\frac {(C_{b}V_{b})-(C_{a}V_{a})}{V_{a}+V_{b}}}}$donde es la concentración de la base fuerte que se agrega, es el volumen de base agregado hasta el equilibrio, es la concentración del ácido fuerte que se agrega, y es el volumen inicial del ácido.$Estilo de visualización C_{b}$${\displaystyle V_{b}}$$Estilo de visualización C_{a}$$Estilo de visualización V_{a}}$

Más exactamente, a continuación se da una fórmula única ^{[18] que describe la titulación de un ácido débil con una base fuerte de principio a fin:}

${\displaystyle \phi ={\frac {C_{b}V_{b}}{C_{a}V_{a}}}}$

donde "φ = fracción de finalización de la titulación (φ < 1 ​​es antes del punto de equivalencia, φ = 1 es el punto de equivalencia y φ > 1 es después del punto de equivalencia)

${\displaystyle C_{a},C_{b}}$= las concentraciones del ácido y la base respectivamente

${\displaystyle V_{a},V_{b}}$= los volúmenes del ácido y la base respectivamente

Identificar el pH asociado con cualquier etapa del proceso de titulación es relativamente simple para los ácidos y bases monopróticos. Un ácido monoprótico es un ácido que dona un protón. Una base monoprótica es una base que acepta un protón. Un ácido o una base monopróticos solo tienen un punto de equivalencia en una curva de titulación. ^{[13] [9]}

Un ácido diprótico dona dos protones y una base diprótica acepta dos protones. La curva de titulación para una solución diprótica tiene dos puntos de equivalencia. ^{[13] [9]}

Una sustancia poliprótica tiene múltiples puntos de equivalencia. ^[9]

Todas las reacciones de titulación contienen pequeñas regiones tampón que aparecen horizontales en el gráfico. Estas regiones contienen concentraciones comparables de ácido y base, lo que evita cambios repentinos en el pH cuando se agrega ácido o base adicional. ^{[19] [9]}

En la industria farmacéutica, la titulación ácido-base es una técnica analítica fundamental con diversas aplicaciones. Uno de sus usos principales es la determinación de la concentración de ingredientes farmacéuticos activos (API) en formulaciones de medicamentos, lo que garantiza la calidad del producto y el cumplimiento de las normas regulatorias. ^[20]

La titulación ácido-base es particularmente valiosa para cuantificar grupos funcionales ácidos o básicos en compuestos farmacéuticos. Además, el método se emplea para el análisis de aditivos o ingredientes, lo que facilita el ajuste y control de la fabricación de un producto. ^[21] Los laboratorios de control de calidad utilizan la titulación ácido-base para evaluar la pureza de las materias primas y para monitorear las distintas etapas de los procesos de fabricación de medicamentos. ^[21]

La confiabilidad y simplicidad de la técnica la convierten en una herramienta integral en la investigación y el desarrollo farmacéutico, contribuyendo a la producción de medicamentos seguros y eficaces.

La titulación ácido-base desempeña un papel crucial en el monitoreo ambiental al proporcionar un método analítico cuantitativo para evaluar la acidez o alcalinidad de las muestras de agua. ^[22] La medición de parámetros como el pH, la alcalinidad total y la acidez es esencial para evaluar el impacto ambiental de las descargas industriales, la escorrentía agrícola y otras fuentes de contaminación del agua . ^[22]

La titulación ácido-base permite determinar la capacidad amortiguadora de los sistemas hídricos naturales, lo que ayuda a evaluar su capacidad para resistir cambios en el pH. ^[23] El monitoreo de los niveles de pH es importante para preservar los ecosistemas acuáticos y garantizar el cumplimiento de las regulaciones ambientales. ^[23]

La titulación ácido-base también se utiliza en el análisis de los efectos de la lluvia ácida sobre el suelo y los cuerpos de agua, lo que contribuye a la comprensión y gestión general de la calidad ambiental. ^[24] La previsión y confiabilidad del método lo convierten en una herramienta valiosa para salvaguardar los ecosistemas y evaluar el impacto de las actividades humanas sobre los recursos hídricos naturales. ^[24]

• Ecuación de Henderson-Hasselbalch
• Indicador de pH

Wikimedia Commons tiene medios relacionados con Titulación ácido-base .

• Método gráfico para resolver problemas ácido-base, incluidas titulaciones
• Solucionador gráfico y numérico de problemas generales de ácido-base - Programa de software para teléfonos y tabletas
• Khan, ASA (2014). "Fórmulas analíticas simples para la titulación de ácidos polipróticos". El Núcleo . 51 (4): 448–454. ISSN  2306-6539.