Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
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Titulación ácido-base


La titulación ácido-base es un método en química que permite a los químicos determinar la concentración de un ácido o base en una solución. En este proceso, una solución de concentración conocida, llamada el valorante, se añade lentamente a una solución del analito cuya concentración es desconocida. Al medir con precisión la cantidad de valorante necesario para lograr la reacción de neutralización, se puede calcular la concentración de la solución desconocida.

Fundamentos de la titulación

El principio básico detrás de una titulación ácido-base es la reacción de neutralización, en la cual un ácido y una base reaccionan para formar agua y, generalmente, una sal:

Ácido + Base → Agua + Sal

Esta reacción continúa hasta que la solución alcanza su punto de equivalencia, el punto donde el número de moles de iones de hidrógeno es igual al número de moles de iones de hidróxido.

Comprendiendo los ácidos y las bases

Antes de proceder con el proceso de titulación, es importante entender qué son los ácidos y las bases.

Ácido

  • Un ácido es una sustancia que dona iones de hidrógeno (H +) en solución.
  • Ejemplos comunes incluyen el ácido clorhídrico (HCl), el ácido sulfúrico (H 2 SO 4) y el ácido acético (CH 3 COOH).

Bases

  • Una base es una sustancia que dona iones de hidróxido (OH -) en solución.
  • Ejemplos incluyen el hidróxido de sodio (NaOH), hidróxido de potasio (KOH) y amoníaco (NH 3).

Proceso de titulación

El proceso de titulación involucra varios pasos principales. A continuación se presenta una descripción detallada de estos pasos, incluidos ejemplos visuales para ayudar a la comprensión.

Instalación

La configuración habitual para una titulación incluye una bureta, una pipeta y un matraz. La bureta se llena con el valorante, una solución de concentración conocida, y el matraz contiene el analito, o una solución de concentración desconocida.

Proceso

  1. Preparar el analito usando una pipeta para medir un volumen preciso en el matraz.
  2. Añadir unas gotas de un indicador adecuado al analito. El indicador ayudará a determinar el punto final de la titulación, el punto en el que ocurre la neutralización.
  3. Verter lentamente el valorante desde la bureta en el analito, agitando constantemente el matraz para asegurar una mezcla completa.
  4. Anotar el cambio de color en la solución, lo cual indica que el punto final está cerca.
  5. En un cambio de color leve y estable, conocido como el punto final, detener la adición del valorante. Esto indica que se ha alcanzado la neutralidad.

Ejemplo de cálculos de titulación

Para ilustrar un cálculo común de titulación, supongamos que tiene una solución desconocida de ácido clorhídrico (HCl) y está usando hidróxido de sodio (NaOH) como el valorante con una concentración conocida de 0.1 M. Supongamos que se añadieron 25 ml de NaOH para alcanzar el punto final.

La reacción se puede representar de la siguiente manera:

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

Ya que la relación molar entre HCl y NaOH es 1:1, se puede usar la fórmula:

M 1 V 1 = M 2 V 2

donde M 1 es la molaridad de NaOH, V 1 es el volumen de NaOH, M 2 es la molaridad de HCl (desconocida), y V 2 es el volumen de HCl.

Por ejemplo, supongamos que usó 50 ml de HCl:

0.1 M * 25 ml = M 2 * 50 ml

Resuelva para M 2:

M 2 = (0.1 M * 25 ml) / 50 ml = 0.05 M

Por lo tanto, la concentración de la solución desconocida de HCl es 0.05 M.

Indicadores en la titulación

Los indicadores son importantes en las titulaciones porque indican visualmente el punto final. La elección del indicador depende del ácido y la base específicos que se estén titulando. Aquí hay algunos ejemplos:

Indicadores comunes utilizados

  • Fenolftaleína: Incolora en solución ácida y rosa en solución alcalina. Ideal para titulaciones de ácido fuerte-base fuerte.
  • Naranja de metilo: Roja en solución ácida y amarilla en solución alcalina. Útil para titulaciones de ácido fuerte-base débil.
  • Azul de bromotimol: Amarillo en solución ácida y azul en solución alcalina. Adecuado para titulaciones de ácido débil-base fuerte.

Tipos de curva de titulación

La curva de titulación es un gráfico que muestra los cambios en el pH cuando se añade el valorante al analito. El diagrama de la curva ayuda a comprender el progreso de la titulación y a determinar el punto de equivalencia.

Ejemplo visual de una curva de titulación

Aquí hay un ejemplo básico de una curva de titulación:

Volumen del valorante (mL) pH

Para comprender mejor la curva:

  • Un aumento brusco del pH indica que se está acercando al punto de equivalencia.
  • El punto medio de una pendiente pronunciada es usualmente el punto de equivalencia.
  • La porción plana inicial representa el pH del analito antes de que se añada cualquier valorante.

Conclusión

Las titulaciones ácido-base son técnicas analíticas esenciales utilizadas en la química para determinar las concentraciones de soluciones inesperadas. Comprender los fundamentos de los ácidos y bases, el papel de los indicadores y la estequiometría de las soluciones forma la base para realizar titulaciones precisas y significativas. La habilidad en el manejo de instrumentos como buretas y pipetas, combinada con la comprensión de las curvas de titulación, permite a los químicos realizar estos emocionantes procedimientos con precisión. A medida que se familiarice con los conceptos de titulación, descubrirá que estos métodos desempeñan un papel importante no solo en los laboratorios, sino también en una variedad de industrias y aplicaciones del mundo real.


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