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Valoración ácido débil – base fuerte

Publicado por Ángeles Méndez

Las valoraciones ácido –base, como ya se ha comentado en artículos anteriores, hace referencia a la determinación de la concentración de un ácido o una base que se encuentren en disolución, partiendo de una concentración de valor conocido de otro ácido o base, basándose siempre en las reacciones de neutralización.

El nombre que se le da a la reacción de neutralización no implica que dicha disolución obtenida sea única y exclusivamente neutra, o lo que es lo mismo, que tenga un pH=7, pues el pH dependerá de la posible hidrólisis que se lleve a cabo de la sal que se forme en la reacción en cuestión.

El punto de equivalencia en la valoración de un ácido débil y una base fuerte, se produce cuando el pH tiene un valor mayor que 7, pues la sal que se forme dará lugar a una hidrólisis de tipo básica.

Es común confundir los términos, punto de equivalencia y punto final de la reacción,

¿Cuál es su diferencia?

El indicador de la reacción se consume inmediatamente después de que se consume el ácido de la disolución, hecho que no ocurre por casualidad, sino que es consecuencia de la buena elección de éste (el indicador). No todos los indicadores son idóneos para todas las valoraciones, éstos deben ser elegidos atendiendo a su intervalo de pH, y cambio de color (o intervalo de pH donde el indicador cambia de color). En el caso de que el pH sea 7, cuando el indicador cambie su color, sabremos que se ha llegado al punto de equivalencia.

El cambio o variación de color, no se produce de manera brusca, si no que se lleva a cabo de manera gradual al ir cambiando poco a poco el pH, si bien, hay zonas en una valoración, en la que el pH si cambia de manera brusca, y esto se produce en zonas próximas al mencionado punto de equivalencia, y donde por lo cual, con poco volumen añadido ( apenas unas gotas), pasaremos de tener un color que nos indica su forma ácida, a tener un color de la forma básica.

Hay que recordar, que en el punto de equivalencia, la cantidad o número de moles de la base que se ha añadido, así como el número de moles del ácido que se encuentran presentes de manera inicia en la disolución,  se encuentran relacionados, y a menudo la reacción se produce mol a mol.

Así, en este caso ocurrirá que:

NaOH ( aq)  +  HCl (aq) → NaCl (aq)  + H2O (l), por lo cual sabemos que se cumplirá que el número de moles añadidos de OH^-, será igual al número de moles del ácido, con lo cual podremos fácilmente calcular la concentración de la disolución de ácido.

En las valoraciones de ácido débil con base fuerte, puede servir como indicador la fenolftaleina, que posee un intervalo de viraje de pH entre 8.3 y 10.0, incluyendo en dicho intervalo el punto de equivalencia.

En el grupo de las sales de base fuerte y ácido débil encontramos entre otras, el carbonato de sodio ( Na2CO3), el bicarbonato de sodio ( NaHCO3), el acetato de sodio (CH3COONa), así como también el cianuro de potasio ( KCN).

Los cationes sodio y potasio, proceden de bases de tipo fuerte, en cambio, los aniones CO3^2-, HCO3^-, CN`-, y CH3COO^-, provienen de ácido débiles como pueden ser el H2CO3, CH3COOH y HCN.

Podemos considerar el caso concreto de una disolución acuosa de acetato de sodio. La disolución iónica de la sal cuando se encuentra en disolución total, se produce siguiendo la ecuación:

CH3COONa (s) → Na^+ (aq)  + CH3COO^- (aq)

  • La autoionización del agua se produce siguiendo la reacción de equilibrio:

H2O (l)  + H2O (l) ↔ H3O^+ (aq)  + OH^- (aq)

  • El Na^+ que está hidratado no reaccionará con el agua.
  • El CH3COOH, se hidroliza siguiendo el equilibrio:

CH3COO^- (aq)  + H2O (aq) ↔ CH3COOH (aq) + OH^- (aq)

  • En consecuencia de la concentración de iones OH^-, las disoluciones básicas y el pH aumentarán ( pH mayor que 7), produciendo una disolución básica.

En resumen, por reacciones de hidrólisis del anión, la disolución de las sales que proceden de una base fuerte y un ácido débil es básica siempre.

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