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Acid-base titrations

Titrations and buffers (MCAT Chemistry)

Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base fuerte, el pH experimenta una brusca variación justamente en el punto de equivalencia.

Tomemos por ejemplo una disolución 0,1N de HCl. La [H⁺] es 10^-1 M, y el pH=1. Si se añade 0,1N NaOH, los OH- consumen los H+ para originar agua. Cuando se han neutralizado 9/10 partes del ácido, [H+]=10-2 M y pH=2. Si se han neutralizado 999/1000 partes del ácido, [H⁺]=10^-4 M y el pH=4. Basta entonces añadir 2/1000 partes de NaOH para neutralizar todo el ácido y originar un exceso de iones OH^-, que estarán a una concentración 10^-4 M, y un pH=10 (Ver tabla inferior).

Las 2/1000 partes de la base que han sido añadidas en las dos últimas adiciones han provocado un brusco cambio en el pH de 6 unidades, mientras que anteriormente, la neutralización del 90% de los equivalentes del ácido (lograda tras la primera adición) sólo consiguió elevar el pH en una unidad. El punto de la curva en que el número de equivalentes de base añadidos iguala al número de equivalentes de ácido es el punto de equivalencia o punto de neutralización, y en este momento pH=7 (Ver figuras inferiores). Este enlace te lleva a una animación del proceso.

Los ácidos polipróticos presentan tantos puntos de equivalencia como protones capaces de disociarse. En el caso del ácido fosfórico, que es triprótico, la valoración completa precisa la adición de 3 equivalentes OH^- por cada mol de ácido. Hay tres equilibrios de disociación, cada uno con su pK_a característico (Ver figuras inferiores).

Valoración del ácido fosfórico	Abundancia relativa de cada especie iónica

Cuando un ácido fuerte como el HCl se neutraliza con una base débil (NH₃), el pH se mantiene muy bajo mientras mientras aún existe ácido libre y después de alcanzar la neutralidad, el ligero exceso de NH₃ eleva paulatinamente el pH, sin provocar cambios bruscos (Figura de la derecha). En este caso, en el punto de equivalencia (igual número de equivalentes de ácido y de base) el pH < 7.

Si tenemos un ácido débil, por ejemplo 0,1N de ácido acético, el pH inicial es 2,88 y al añadir una base fuerte (0,1N NaOH) el pH se va aproximando a la neutralidad sin cambios bruscos, pero una vez neutralizado el ácido basta añadir unas gotas de sosa en exceso para obtener un incremento brusco en el pH como si sólo hubiera base libre (Figura de la derecha). En este caso, en el punto de equivalencia (cuando se ha añadido el mismo número de equivalentes de base que de ácido) el pH > 7 (Figura izquierda de la tabla inferior). En el punto en que se han neutralizado la mitad de los equivalentes de ácido, [AH]=[A^-] y el pH = pK_a (Figura derecha de la tabla inferior).

punto de equivalencia	pKa

Al valorar un ácido débil (acético) con una base débil (NH₃), no se producen variaciones bruscas en el pH. Habrá dos regiones con capacidad amortiguadora definidas por los pK del ácido débil y de la base débil, respectivamente (Figura de la derecha).