16.7: Cálculos de Titulación: Ácido Débil - Base Débil

Cálculo del pH para soluciones de titulación: Ácido débil/base fuerte

Para la titulación de 25,00 ml de CH₃CO₂ 0,100 M con NaOH 0,100 M, la reacción puede representarse como:

El pH de la solución de titulación tras la adición de los diferentes volúmenes de NaOH tititulante puede calcularse de la siguiente manera:

(a) Se calcula el pH inicial de la solución de ácido acético con el método ICE habitual:

(b) el ácido y el titulante son monopróticos y las soluciones de muestra y de titulación tienen la misma concentración; por lo tanto, este volumen de titulante representa el punto de equivalencia. A diferencia del ejemplo del ácido fuerte, la mezcla de reacción en este caso contiene una base conjugada débil (ion acetato). El pH de la solución se calcula teniendo en cuenta la ionización básica del acetato, que está presente a una concentración de

La ionización básica del acetato se representa mediante la ecuación

Suponiendo x << 0,0500, el pH puede calcularse mediante el método ICE habitual:

Tenga en cuenta que el pH en el punto de equivalencia de esta titulación es significativamente mayor que 7, como se espera al titular un ácido débil con una base fuerte.

(c) Volumen de titulante = 12,50 ml. Este volumen representa la mitad de la cantidad estequiométrica de la solución titulante, por lo que la mitad del ácido acético se ha neutralizado para producir una cantidad equivalente de ion acetato. Por lo tanto, las concentraciones de estos pares conjugados ácido-base son iguales. Un enfoque conveniente para calcular el pH es el uso de la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

(pH = pKa en el punto de semiequivalencia en una titulación de un ácido débil)

(d) Volumen de titulación = 37,50 ml. Este volumen representa un exceso estequiométrico de titulante y una solución de reacción que contiene tanto el producto de titulación como el ion acetato y el exceso de titulante fuerte. En tales soluciones, el pH de la solución es determinado principalmente por el exceso de base fuerte:

Este texto es adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 14.7: Titulaciones ácido-base.

El pH en diferentes etapas de una titulación de ácido o base débil se calcula utilizando diferentes métodos durante varios pasos de la titulación. Si un ácido o una base débil es el principal determinante del pH, se utilizan la Ka o Kb y una tabla ICE, o la ecuación de Henderson-Hasselbalch. Si hay un ácido o una base fuerte después de la reacción de neutralización, se usa la concentración de los iones de hidronio o hidróxido restantes para calcular el pH.

El pH inicial de 50 mililitros de una solución de ácido acético 0, 10 molar es 2, 87 y se calcula utilizando Ka y una tabla ICE, ya que el ácido acético es el principal contribuyente. Si esta solución que contiene 0, 0050 moles de acetato se titula con hidróxido de sodio 0, 10 molar, los iones de hidróxido reaccionan con el ácido acético para producir acetato, lo que da como resultado un tampón. Por lo tanto, cuando se añaden 10 mililitros de hidróxido de sodio que contiene 0, 0010 moles de iones de hidróxido, se forman 0, 0010 moles de acetato y y quedan 0, 0040 moles de ácido acético.

El pH del tampón se puede calcular sustituyendo estos valores en la ecuación de Henderson-Hasselbalch y es igual a 4, 14. Cuando se agregan 25 mililitros de hidróxido de sodio, la mitad de los moles iniciales de ácido acético se convierten en acetato. En este punto, el pH es igual al pKa, ya que la cantidad de ácido acético y de ion de acetato son iguales.

La adición adicional de hidróxido de sodio hasta 50 mililitros convierte todas las moléculas de ácido acético en acetato y se alcanza el punto de equivalencia. Como los iones de acetato son básicos, el punto de equivalencia se encuentra en la región básica. La concentración del ion de acetato se calcula dividiendo el número de moles por el volumen total de la solución.

El pH se determina usando el Kb para los iones de acetato y una tabla ICE ya que el ion de acetato es el principal contribuyente al pH en el punto de equivalencia. El Kb para el acetato se calcula utilizando la fórmula de Kw es igual a la Ka por Kb y es igual a 5, 6 10⁻¹⁰. Si se sustituyen las concentraciones de equilibrio en la expresión de la Kb da la concentración de hidróxido, 5, 3 10⁻⁶ molar.

El pOH y el pH de la solución son 5, 28 y 8, 72, respectivamente. La adición adicional de hidróxido de sodio en la solución da como resultado una mezcla de iones de acetato e hidróxido de sodio. Sin embargo, la concentración final de hidróxido de sodio determina el pH de la solución, a la que una base es más fuerte que el acetato.

Por lo tanto, si se agregan 70 mililitros de hidróxido de sodio a la solución, la concentración final de iones de hidróxido se puede calcular restando los moles totales de ácido acético, 0, 0050 moles, de los moles totales de iones de hidróxido agregados, 0, 0070 moles, y dividiendo por el volumen total de la solución, 120 mililitros o 0, 12 litros. Como la concentración de iones de hidróxido es 0, 017 molar, se calcula que el pOH y el pH de la solución son 1, 78 y 12, 22, respectivamente.