Valoración Ácido-Base: Fundamentos y Procedimiento

Tanto en los procesos industriales como en el laboratorio, es muy frecuente la necesidad de hallar la cantidad de ácido o de base que hay en una muestra. La volumetría, titulación o valoración ácido-base es un método de análisis químico que permite determinar la concentración desconocida de una disolución ácida (o básica), llamada disolución problema, mediante una disolución básica (o ácida) de concentración conocida, llamada disolución patrón.

Procedimiento Experimental

El procedimiento consiste en colocar en un matraz Erlenmeyer un volumen conocido de la disolución que queremos valorar. Desde una bureta, se deja caer gota a gota la disolución patrón hasta llegar a un punto, denominado punto de equivalencia, en donde no queda en la muestra ni ácido ni base libre. En ese punto, se contrarrestan los iones H₃O⁺ aportados por el ácido y los iones OH^– aportados por la base, igualándose su número de moles.

Para un ácido de concentración M_a y valencia v_a, y una base de concentración M_b y valencia v_b, las moles se calculan así:

• Nº de moles H₃O⁺ = v_a · M_a · V_a
• Nº de moles OH^– = v_b · M_b · V_b

El punto de equivalencia se alcanzará cuando ambas cantidades sean iguales:

v_a · M_a · V_a = v_b · M_b · V_b

Determinación Experimental del Punto de Equivalencia

Para determinar experimentalmente el momento en que se alcanza el punto de equivalencia, se añaden a la disolución inicial unas gotas de un indicador. El momento en que se aprecia un cambio de color en el indicador se llama punto final de la valoración.

Es importante entender que el punto de equivalencia y el punto final de la valoración nunca coinciden exactamente, porque el primero es un punto teórico, mientras que el segundo es un punto experimental. Una buena valoración será aquella en la que, mediante la elección adecuada del indicador, el punto final se aproxime lo máximo posible al punto de equivalencia. Cuanto más cerca esté el punto final del punto de equivalencia, menor será el error cometido en la determinación de la concentración de la disolución problema.

Hidrólisis de Sales y su Efecto en el pH

Por hidrólisis (rotura del agua) se entiende la reacción que ocurre entre las moléculas de agua y los iones procedentes de la disolución de ciertas sales. Al disolver una sal en agua, esta se disocia en cationes y aniones, que se reparten entre las moléculas de agua. Según las características de estos iones, pueden tener dos comportamientos distintos:

• Los iones procedentes de ácidos fuertes (sus bases conjugadas, que son muy débiles) o de bases fuertes (sus ácidos conjugados, muy débiles) no reaccionan con el agua, es decir, no producen hidrólisis. Estos iones simplemente se hidratan.
• Los iones procedentes de ácidos o bases débiles (sus bases o ácidos conjugados) reaccionan con el agua, produciendo hidrólisis y originando iones H₃O⁺ u OH^–, lo que modifica el pH de la disolución.

Sales de Ácido Fuerte y Base Fuerte (Ej: NaCl)

Al disolverse, el NaCl se disocia en Na⁺ (ácido conjugado de NaOH, una base fuerte) y Cl^– (base conjugada de HCl, un ácido fuerte). Ninguno de estos iones reacciona con el agua, por lo que no se produce hidrólisis. No se liberan en la disolución iones hidronio ni hidróxido, por lo que el pH de la disolución será neutro (pH = 7).

Sales de Ácido Fuerte y Base Débil (Ej: NH₄Cl)

Al disolverse, el cloruro de amonio se disocia en NH₄⁺ (ácido conjugado de NH₃, una base débil) y Cl^– (base conjugada de HCl, un ácido fuerte). El anión Cl^– no produce hidrólisis, pero el catión NH₄⁺ sí reacciona con el agua:

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺

Al liberarse iones H₃O⁺, la disolución se volverá ligeramente ácida (pH < 7).

Sales de Ácido Débil y Base Fuerte (Ej: NaCH₃COO)

Al disolverse, el acetato de sodio se disocia en Na⁺ (ácido conjugado de NaOH, una base fuerte) y CH₃COO^– (base conjugada de CH₃COOH, un ácido débil). El catión Na⁺ no produce hidrólisis, pero el anión CH₃COO^– sí reacciona con el agua:

CH₃COO^– + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH^–

Al liberarse iones OH^–, la disolución se volverá ligeramente básica (pH > 7).

Sales de Ácido Débil y Base Débil (Ej: NH₄CH₃COO, NH₄CN)

Al disolver una sal de este tipo en agua, los dos iones formados producirán hidrólisis. Para saber si el pH resultante será ácido o básico, debemos comparar las constantes de ambas reacciones de hidrólisis (K_a del ácido conjugado y K_b de la base conjugada). Aquella con mayor valor de K decidirá la acidez o basicidad de la disolución.

El Concepto de pH y su Cálculo

La medida de la acidez o basicidad de una disolución viene dada por la concentración de iones hidronio [H₃O⁺] presentes en la misma. Dado que en las disoluciones más usuales esta concentración es muy baja, se trabaja con números muy pequeños y potencias de 10 con exponente negativo.

Para simplificarlo, se define el concepto de pH mediante la siguiente operación logarítmica:

pH = -log[H₃O⁺]

Análogamente, se define el pOH:

pOH = -log[OH^–]

Esta misma operación matemática puede aplicarse a las constantes de acidez (K_a) o basicidad (K_b). A partir del producto iónico del agua, es fácil demostrar, aplicando logaritmos, que a una temperatura de 25 ºC se cumple:

pH + pOH = 14

En general, a cualquier temperatura, se cumple que:

pH + pOH = pK_w

Resumen de Fórmulas y Conceptos Clave

Grado de Disociación (α)

Representa la fracción de moles que se disocian respecto al total de moles iniciales.

α = (moles disociados) / (moles iniciales)

Tipos de Hidrólisis y pH resultante

• Ácido Fuerte + Base Fuerte: pH = 7 (Neutro)
• Ácido Fuerte + Base Débil: pH < 7 (Ácido)
• Ácido Débil + Base Fuerte: pH > 7 (Básico)
• Ácido Débil + Base Débil: El pH depende de los valores de K_a y K_b.

Equilibrios de Disociación (Ejemplos)

Siendo n los moles iniciales y α el grado de disociación:

• A ⇌ B + C: En equilibrio: n(1-α) de A; nα de B; nα de C.
• A ⇌ 2B: En equilibrio: n(1-α) de A; 2nα de B.
• 2A ⇌ B + C: En equilibrio: n(1-α) de A; nα/2 de B; nα/2 de C.