Quimica 2º bachillerato Valoraciones ácido-base
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VALORACIONES ÁCIDO-BASE
•Introducción a las volumetrías protolíticas•Estandarización de agentes valorantes
•Curvas de valoración•Indicadores y errores de valoración•Disoluciones reguladoras (buffers)
•Ejemplos de aplicación
Valoraciones ácido base
•Están basadas en una reacción ácido-base (reacción volumétrica)•La valoración puede realizarse tanto en medios acuosos como endisolventes orgánicos•El fundamento es la transferencia de protones entre el ácido y labase.•Se caracterizan porque en el Punto de Equivalencia (P.E.) existe un cambio brusco y nítido en el valor del pH del medio. •Precisan de un indicador químico o de un pHmetro para detectar el Punto Final (P.F.)
Aplicaciones
*Se pueden valorar tanto ácidos y bases orgánicas como inorgánicas y el agente valorante se ha de seleccionar siempre de la forma mas adecuada.*La muestra una vez disuelta a menos que sea ya ácida o básica,necesita tratarse para que el analito presente el carácter básico o ácido indispensable en este tipo de métodos.
Patrones o estándares
¡El agente valorante ha de ser estandarizado o ser patrón primario!
Patrones ácidos
El valorante mas frecuente es el HCl que se prepara a partir de HCl (c) (12M). No se suelen usar otros ácidos minerales (HNO3, H2SO4) porque pueden modificar el analito (orgánico) o provocar precipitaciones (inorgánico).No es patrón primario y necesita estandarización.
Estandarización de HCl
Patrones primarios alcalinos
* 4-amino purina ( tiene el inconveniente de su bajo P.M.) * Na2CO3 Sustancia pura que una vez desecada es el patrón de uso mas frecuente en la estandarización de ácidos. El desprendimiento de CO2 puede provocar dificultades en la percepción del P.F.La estandarización con NaOH ( patrón secundario) induce ala acumulación de errores.
Patrones o estándares
¡El agente valorante ha de ser estandarizado o ser patrón primario!
Patrones alcalinos
El valorante mas frecuente es el NaOH que se prepara por disolución delsólido que es muy higroscópico y se carbonata con facilidad.++Se necesita descarbonatar decantando disoluciones muy concentradas o precipitando el carbonato con Ba2+ que introduce mas impurezas.No es patrón primario y necesita estandarización.
Estandarización de NaOH
Patrones primarios ácidos
Pftalato ácido de potasio:
P.M. = 204.2 (grande), pKa = 5.4Elevada purezaCinética rápidaEstable térmicamente
Estandarización de NaOH
Patrones primarios ácidos
Ácido 2- furónico:
pKa = 3.06 (más fuerte)Mejores saltos de pH
Curvas de valoración
Son representaciones gráficas de la variación del pH en el transcursode la valoración:
%Valorado o mL de agente valorante
Hay que resaltar tres zonas:(1) Antes de alcanzar el P.E.(2) El Punto de Equivalencia (P.E.)(3) Rebase del Punto de Equivalencia
(1)(2)
(3)
*Permiten estudiar los diferentes casos de valoración*Ayudan a predecir el intervalo de pH del salto (P.F)*Facilitan la selección del indicador
Los casos más frecuentes son:1 valoración de ácido fuerte con base fuerte.2 valoración de base fuerte con ácido fuerte.3 valoración de ácido o base débil con base o ácido fuerte.
DIFERENTES CLASES DE VALORACIONES ÁCIDO-
BASE
• No hay equilibrio competitivo con el agente valorante. Sólo existe el equilibrio del disolvente.– Ejemplo: ácido fuerte con base fuerte
• Una especie compite con el valorante. Hay un equilibrio más el del disolvente. – Ejemplo: ácido débil con base fuerte
• Más de una especie compite con el valorante. Hay más de un equilibrio junto al del disolvente.– Ejemplo: ácido poliprótico con base fuerte
CÁLCULOS
• La curva de valoración es una ecuación única.
• Normalmente tiene una expresión complicada. A veces puede simplificarse.
• En la forma de la curva influye:– constantes de equilibrio– expresiones de conservación de la masa– la expresión de conservación de la carga
Valoración de ácido fuerte con base fuerte
Ejemplo: Valoración de 100 ml de HCl 0.1 M con NaOH 0.1 M
P.E. 100 200 10-7 7 H+ =OH- = 10-7
P.E
Valoración de base fuerte con ácido fuerte
Los cálculos de los puntos de la curva serían similares y la representacióntendría aire inverso:
Conclusiones
El salto se ve afectadopor el valor de lasconcentracionesenfrentadas
Disminución[valorante]
Disminución[analito]
El intervalo óptimo es 0.5-0.1 M
Valoraciones de ácidos o bases débiles
La situación es distinta al caso anterior ya que para el cálculo del pH entran en juego distintos tipos de equilibrios dependiendo de la relación de concentraciones : ácido/base conjugada; base/ácido conjugado.En cualquier caso sólo se considerará la valoración con bases o ácidos fuertes
HA + H2O A- + H3O+
ácido base Ka = [A-]
[HA][H3O+]
Zonas de la curva de valoración:
(1) El pH inicial lo fija la Ka o Kb(2) El pH se corresponde con el de la disolución reguladora que se forma en el transcurso de la valoración.(3) El PH en el P.E. Se corresponde con el de la sal formada.(4) El pH depende del exceso de base o ácido añadido
Valoración de ácido débil con base fuerte
(1)
(2)
(3)
P.E.
(4)
Valoraciones de ácidos o bases débiles
Cálculos aproximados
(1)
(2)
pH = 14 -pOH
Si se valora un ácido:pH = -log [H3O+]
Si se valora una base:
Ecuaciones de Hendersson- Hasselbach
(3) P.E.
(ácido)
(base)
Todo el ácido inicial o la base inicial se transformaen su base o ácido conjugado ( KA +KB= 14) El pH lo fija la sal formada
(4) El pH lo fija el exceso de álkali o ácido sobrepasado el P.E.
*
*Las simplificaciones fallan si:
(ácido)
Indicadores
El mejor indicador es potenciométrico (electrodo de vidrio), pero seusan con frecuencia indicadores químicos.
Indicadores químicos
Son sustancias orgánicas con propiedades ácido-base decarácter débil y cuyas formas disociadas (par conjugado)presentan coloraciones distintas o diferenciadas
HInd Ind + H+
Color 1 Color2
Pudiendo existir una gamma amplia de colores en la transición
Propiedades ideales:•Posee carácter (ácido/base) mas débil que el analito•Presente en concentraciones muy bajas que no interfieren con la curva de valoración•Produce cambios perceptibles y nítidos de color en el P.E.
Indicadores
Efecto de la concentración de Indicador
P.E
% valoración % valoración
Curva enausencia deindicador
Concentraciónelevada deindicador
•Se debe de usar la cantidad mínima de indicador necesariapara producir el cambio perceptible de coloración en el P.E.•El indicador no altera su color significativamente hasta quese sobrepase el P.E.•Esto último suele requerir la conversión 1/10 entre las formasconjugadas del indicador.
Carácterísticas de selección:
Selección del indicador
El pH requerido para la conversión de color aproximada exige una proporción: 1/10entre las concentraciones de las formas conjugadas del indicador en equilibrio.
Partiendo de la forma ácida del indicador:
Partiendo de la forma básica del indicador:
Por lo que el intervalo óptimo de pH de viraje del indicador, sería:
¡Expresión que permite seleccionar el indicador de viraje en zona ácidao básica de acuerdo con su pKA!
Ejemplos de Indicadores
Fenoftaleina
Azul de bromotimol
Rojo de metilo
Errores de Indicador
Errores determinados:
*Son imputables al consumo de valorante por el indicador
•Se minimizan valorando blancos de muestra con el indicador presente, usando los mismos volúmenes de muestra e idéntica cantidad de indicador. El consumo del indicador, se sustrae del volumen consumido en la valoración de la muestra.
Errores indeterminados:
*Son achacables a la forma con la que el analista percibe el viraje del indicador.
•Se pueden minimizar valorando blancos ( en ausencia del analito) o bien prepa-rando una disolución de referencia como blanco en la que se ajusta el pH exactodel punto final deseado (pKA indicador–1)
Disoluciones reguladoras o buffers
Son disoluciones que tienen la particularidad de mantener su pH constante.Su pH no varía apreciablemente tras la adición, dentro de ciertos márgenes,de ácidos o bases fuertes. (Capacidad reguladora o buffer)La naturaleza ofrece muchos ejemplos de la existencia de dicho tipo de disolucionesque en esencia consisten en una mezcla en disolución ácido/base conjugada.* Aparecen en la valoración de ácidos y bases débiles con bases-ácidos fuertes.
Cálculos:Se debe utilizar la ecuación de Henderson-Hasselbach, para evaluar loscambios de pH en sistemas de reguladoras:
pH ácido
pH alcalino
Capacidad reguladoraSe define como el nº de moles ácido o base que es preciso añadir a la reguladora, para provocar un cambio de una unidad de pH. Depende de: 1 El valor de pKA
2 La ratio de concentraciones del par que la compone.
Ejemplos de aplicación
1 Determinación de la ácidez de una muestra.Es preciso saber de antemano si los ácidos presentes son fuertes,débiles o muy débiles. En este último caso es preciso exaltar laacidez de la muestra (adicionando un polialcohol). La muestra se valoraCon NaOH 0.1 M y fenoftaleina como indicador.2 Determinación de la salinidad ( aguas, suelos, disoluciones fertilizantes). La muestra se hace pasar por una resina cambiadora de iones en forma de hidrógeno. La acidez resultante se valora con NaOH y fenoftaleinao naranja de metilo.3 Determinación de la alcalinidad de una muestraSe procede igual que en el caso 1 salvo que la valoración es con HCl y se usanaranja o rojo de metilo como indicador4 Determinación de mezclas de carbonatos y bicarbonatos5 Determinación de carbonatos Se disuelve la muestra con exceso conocido de HCl y el exceso de ácido se valora por retroceso con NaOH ( método indirecto)6 Determinación de nitrógeno (amonio) en muestras orgánicas (Método Kjeldhal) La muestra se ataca con H2SO4 (c) y en caliente. Todo el nitrógeno se transforma en NH4
+. Se adiciona NaOH en exceso conocido y se destila el amoniaco. El exceso de álcali se valora con HCl. El consumo de ácido se relaciona con el contenido en amonio (nitrógeno)